CORSO INTEGRATO DI Basi biomolecolari delle attività motorie Docenti: Prof. Antonio ACETO, Prof. Mario FELACO.

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2 CORSO INTEGRATO DI Basi biomolecolari delle attività motorie Docenti: Prof. Antonio ACETO, Prof. Mario FELACO.

3 MODULI DI: - CHIMICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA; - BIOCHIMICA MUSCOLARE E DELLA RESPIRAZIONE

4 Dipartimento di Scienze Biomediche Sezione di Biochimica 2° piano blocco delle segreterie Telefono: 0871 355 5272 E-mail: a.aceto@dsb.unich.it Recapito ed informazioni

5 SUPPORTO DIDATTICO: GLI ARGOMENTI PRESENTATI A LEZIONE SONO DISPONIBILI ON LINE ALLINDIRIZZO http://www.unich.it/sem/

6 ALCUNE PROPRIETÀ DELLATOMO Dimensioni: 1/100.000.000 (10 -8 ) cm Massa: 1gr di atomi di Idrogeno (H) contiene 600.000.000.000.000.000.000.000 (6x10 23 ) atomi

7 LE PARTICELLE CHE COMPONGONO LATOMO ParticellaSimboloCaricaMassa approssimativa (Peso in uma) * Posizione nellatomo Protone p oppure p+ +11Nel nucleo Elettrone e oppure e- 1/1837Fuori del nucleo Neutrone n oppure n0 01Nel nucleo *uma: unità di misura della massa atomica 1uma corrisponde approssimativamente al peso del protone o del neutrone

8 STRUTTURA DELLATOMO La traiettoria dellelettrone è determinata dalla meccanica quantistica 1)le orbite degli elettroni sono chiamate orbitali; 2)La distanza dellorbitale dal nucleo è indicata dal numero quantico principale n (1, 2, 3…); 3)La particolare forma dellorbitale è indicata dalle lettere s, p, d, f; 4)gli orbitali sono funzioni di probabilità: rappresentano dove si trova le - con maggior probabilità; 5)le - non si trova in qualunque punto dello spazio ma solo su orbitali discreti anche se infiniti; 6)su ogni orbitale vi possono essere al massimo due e - con spin opposto.

9 IDROGENO H un solo e - sullorbitale 1s configurazione elettronica: 1s 1 HELIO He due e - sullorbitale 1s configurazione elettronica: 1s 2 COSTRUIAMO LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI Tipo di orbitale: indica la forma dellorbitale Numero quantico principale n: indica la distanza dellorbitale dal nucleo Numero e- sullorbitale

10 ESEMPI DI ORBITALI SFERICI DI TIPO s L1s è lorbitale più vicino al nucleo. Sempre più lontano dal nucleo si hanno il 2s, 3s……ns. n= numero quantico principale

11 ATOMO DI IDROGENO H p+p+ h NUCLEO ORBITALI SUPERIORI: 2s, 3s….ns STATO FONDAMENTALE: Orbitale 1s STATI ECCITATI INSTABILI: 2s, 3s….ns

12 ATOMO DI ELIO: He Stato fondamentale p+p+ n e-e- NUCLEO ORBITALE 1s p+p+ n Gli orbitali atomici possono contenere al massimo due e -

13 LITIO Li due e - sullorbitale 1s un e - sullorbitale 2s configurazione elettronica: 1s 2 2s 1 BERILLIO Be due e - sullorbitale 1s due e - sullorbitale 2s configurazione elettronica: 1s 2 2s 2 CONTINUIAMO A COSTRUIRE GLI ATOMI Gli elementi con 3 e 4 e -

14 ORBITALI tipo p Vi sono tre orbitali tipo p: p x, p y, p z per ogni numero quantico principale n, a partire da n=2.

15 LATOMO DI CARBONIO: C p+p+ p+p+ p+p+ p+p+ p+p+ n n nn n n p+p+ Stato fondamentale: 1s 2 2s 2 2p 2 Orbitali p

16 LATOMO DI AZOTO: N Stato fondamentale: 1s 2 2s 2 2p 3 7 p + 7 n 7 e -

17 LATOMO DI OSSIGENO: O Stato fondamentale: 1s 2 2s 2 2p 4 8 p + 8 n 8 e - I tre orbitali p possono contenere 6 e -

18 LATOMO DI NEON: Ne Stato fondamentale: 1s 2 2s 2 2p 6 IL NEON È UN ATOMO STABILE, PERCHÉ? Il riempimento completo degli orbitali più esterni con lo stesso n rende gli atomi stabili e poco reattivi (gas nobili). Nel caso del neon occorrono 8 e - con configurazione 2s 2 2p 6 (regola dellottetto).

19 ALTRI ESEMPI DI ORBITALI ATOMICI… Con n = 3 si possono avere gli orbitali d

20 …ALTRI ESEMPI DI ORBITALI d

21 GLI ORBITALI s SONO RIEMPITI PRIMA DEGLI ORBITALI p

22 RAPPRESENTAZIONE SIMBOLICA DELLATOMO Simbolo Numero atomico: p oppure e- Numero di massa: n + p C 6 12 C 6 14 Isotopi: atomi con stesso numero atomico diverso numero di massa Nella Tavola Periodica è riportata la massa atomica relativa, ossia la massa media di tutti gli isotopi presenti in natura

23 I GRUPPI 1 E 2 (COLONNE VERDI) POSSEGGONO ORBITALI ESTERNI DI TIPO s. Interagendo con altri atomi, tendono a cedere le - I GRUPPI DAL 3 ALL8 (COLONNE CELESTI) POSSEGGONO ORBITALI ESTERNI DI TIPO p. Interagendo con altri atomi hanno tendenza crescente ad acquistare e- (eccetto i gas nobili) TAVOLA PERIODICA CORTA (GRUPPI)

24 TAVOLA PERIODICA CORTA (PERIODI) LA RIGA CHE INIZIA CON H CORRISPONDE AL PRIMO PERIODO (numero quantico principale n=1), QUELLA CHE INIZIA CON Li AL SECONDO (n=2), CON Na AL TERZO (n=3), K AL QUARTO (n=4), ETC.

25 ALLE SERIE DI LANTANIDI E ATTINIDI, CON RIEMPIMENTO DEGLI f TAVOLA PERIODICA COMPLETA GLI ELEMENTI TRA I GRUPPI 2 E 3 (COLORE GRIGIO) POSSEGGONO ORBITALI DI TIPO d E DANNO INIZIO ALLA SERIE DEGLI ELEMENTI DI TRANSIZIONE OPPURE

26 GLI ATOMI INTERAGISCONO FORMANDO LEGAMI MOLECOLARI OGNI ATOMO FORMA TANTI LEGAMI QUANTI SONO GLI ELETTRONI NECESSARI PER REALIZZARE ATTORNO A SÉ UN "OTTETTO" NEI LEGAMI MOLECOLARI GLI ATOMI POSSONO CEDERE, ACQUISTARE O METTERE IN COMUNE GLI e - PIÙ ESTERNI (e - DI VALENZA)

27 LEGAME IONICO: tra elementi del 1 e 7 gruppo NaCl NaCl + Na Le - del Na è completamente spostato sul Cl Si formano un anione ed un catione e il legame molecolare è di tipo elettrostatico 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 2s 2 2p 6

28 LEGAME IONICO: tra elementi del 2 e 7 gruppo MgCl 2 MgCl + Mg 2

29 LEGAME COVALENTE: fra elementi dello stesso gruppo: Cl 2 Cl + 1. Gli elettroni di legame restano in comune ad entrambi gli atomi completando il loro ottetto; 2. La carica elettronica in comune è il collante di segno negativo che lega i nuclei.

30 Legame covalente puro O 2 + OO OO Legame covalente puro: si forma fra atomi con la stessa tendenza ad attrarre elettroni (uguale elettronegatività)

31 Legame covalente puro N 2 NN + NN

32 Legame covalente polare: Legame covalente polare:si forma fra atomi con diversa tendenza ad attrarre elettroni (diversa elettronegatività) Gli elettroni di legame non sono equamente condivisi. Latomo più elettronegativo acquista una parziale carica negativa, mentre laltro acquista una parziale carica positiva. La coppia di ioni che si forma è definita DIPOLO

33 OO C - OO - C + Legame covalente polare CO 2 C

34 Legame covalente polare NH 3 NH + HH ++ N H HH Doppietto elettronico

35 Legame covalente polare H 2 O H + H + O H + O - - Dipolo + + Dipolo -

36 INTERAZIONI FORTI : 10-100 kcal/mole 1) LEGAME IONICO 2) LEGAME COVALENTE 3) LEGAME DATIVO (in presenza di un doppietto elettronico) INTERAZIONI DEBOLI : 1-10 kcal/mole 1)van der Waals (tra dipoli indotti) 2) Legame idrogeno: (tra dipoli permanenti) FORZA DEI LEGAMI MOLECOLARI

37 1 protone o 1 neutrone 1/(6x10 23 )grammi 1 grammo di protoni 6x10 23 protoni 6.0221367x10 23 particelle/mol 602 213 670 000 000 000 000 000 Simbolo: N Numero di Avogadro

38 Grammoatomo ElementoSimbolopne Numero atomico Peso atomico Numero di atomi in un numero di grammi pari al PA IdrogenoH101116.02 x 10 23 CarbonioC6666126.02 x 10 23 AzotoN7777146.02 x 10 23 OssigenoO8888166.02 x 10 23

39 Grammomolecola* MolecolaSimbolo Peso molecolare Numero di particelle in un numero di grammi pari al PM IdrogenoH2H2 26.02 x 10 23 OssigenoO2O2 326.02 x 10 23 AcquaH2OH2O186.02 x 10 23 MetanoCH 4 166.02 x 10 23 AmmoniacaNH 3 176.02 x 10 23 Anidride carbonica CO 2 446.02 x 10 23 GlucosioC 6 H 12 O 6 1806.02 x 10 23 * Grammomole o mole

40 La mole 6.02 x 10 23 3.01 x 10 23 6.02 x 10 23 1 mole ½ mole 1 mole H 2 += H 2 O½O 2 2gr 16gr 18gr

41 Concentrazione (una qualità delle soluzioni) C = Q uantità di soluto Q uantità di soluzione o solvente

42 Percentuali (p/V) % p/V = G rammi di soluto 100 ml soluzione

43 Molarità M = n mol. di soluto l litri di soluzione

44 Molalità m = n mol. di soluto 1000 grammi di solvente

45 ElettrolitiNon-elettroliti FortiDeboli soluti Soluti

46 Non-elettroliti Sostanze solubili che non si dissociano in ioni UREA GLUCOSIO

47 Elettroliti Sostanze solubili che si dissociano in ioni XY X - + Y + xy x - + y +

48 Elettroliti forti XY X - + Y + BOHOH - + B + ABABA - + B + AHA - + H + Acidi forti Basi forti sali I reagenti si trasformano completamente in prodotti: Reazione irreversibile

49 Elettroliti deboli xyx - + y + aHa - + H + acidi deboli bOHOH - + b + basi deboli La reazione avviene in entrambi i sensi: Reazione reversibile

50 (Reagenti) R + RP + P (Prodotti) k1k1 k2k2 v 1 = k 1 [R] [R] La velocità di reazione dei Reagenti dipende dalla loro concentrazione [] v 2 = k 2 [P] [P] La velocità di reazione dei prodotti dipende dalla loro concentrazione [] Allinizio di una reazione reversibile le velocità di trasformazione diretta ed inversa sono differenti, fino al raggiungimento dellequilibrio dinamico

51 Equilibrio dinamico k 1 [P] [P] k 2 [R] [R] = k 1 [R] [R] = k 2 [P] [P] K eq = Allequilibrio le velocità di reazione diretta ed inversa sono uguali v1= v2 Le concentrazioni di R e P sono costanti nel tempo QUINDI Poiché le concentrazioni dei componenti sono costanti, sarà costante anche un loro rapporto: legge dell'azione di massa Se modifico la concentrazione di un componente cambieranno le altre, in modo tale che il rapporto Keq resti costante, a temperatura e pressione costanti.

52 Equilibrio di dissociazione [x] [y] [xy] = K diss xyx + y

53 Dissociazione acido debole [a - ] [H + ] [aH] = KaKa aHa - + H + Dissociazione base debole [b + ] [OH - ] [bOH] = KbKb bOHb + + OH -

54 Dissociazione dellacqua [H + ] [OH - ] [H 2 O] = K diss H2OH2OH + + OH -

55 Prodotto ionico dellacqua [H + ] [OH - ] [H 2 O] = K diss=1,8x10 -16 K diss [H 2 O]=[H + ] [OH - ] 1,8x10 -16 x55 =[H + ] [OH - ] K w =[H + ] [OH - ]= 10 -14 K w = 10 -7 x 10 -7 = 10 -14

56 Passando ai logaritmi -log 10 Kw = -log 10 [H + ] - log 10 [OH - ] -log 10 (10 -14 ) = - log 10 (10 -7 )- log 10 (10 -7 ) 14 = 7 + 7 Se poniamo -log 10 = p Kw =[H + ] [OH - ] pKw = pH+pOH

57 Acidità delle soluzioni acideneutrebasiche [H + ]=10 -7 [H + ]=10 -14 [H + ]=10 0 pH=7 pH=14 pH=0 pH = -log 10 [H + ]

58 Domande Cosa può far modificare il pH di una soluzione ? Come si calcola il pH di una soluzione ?

59 Cosa può far modificare il pH ? K w =[H + ] [OH - ] H+H+ OH - H+H+ diminuire il pHaumentare il pH

60 pH acido forte [HCl]=0,01M; pH? HCl H + + Cl - Conc. t 0 ; 0,01 0 0 Conc. t f ; 0 0,01 0,01 pH= =2 -log[H + ] =-log 0,01 pH=2

61 pH base forte [NaOH]=0,01M; pH? NaOH Na + + OH - Conc. t 0 ; 0,01 0 0 Conc. t f ; 0 0,01 0,01 pOH= =2 -log[OH - ] =-log 0,01 pH=12 pH=14- pOH=12

62 pH acido debole aH a - + H + [a - ] [H + ] [aH] = KaKa

63 Grado di dissociazione aH a - + H + mol. dissociate mol. totali t 0 : c 0 0 t eq : (1- )c c c

64 pH ac. debole [a - ] [H + ] [aH] = KaKa c x c (1- )c = KaKa c) 2 c K a c= c) 2 K a c c= =[H + ]

65 pH acido debole [CH 3 -COOH]=0,01M; pH? CH 3 -COOH H + + CH 3 -COO - pH= -log K a c pH= -log 1,8 x 10 -7 =3.37 pH= -log 1,8 x 10 -5 x 0,01

66 in generale… pH= -log K a c per un acido debole

67 pH base debole pOH= -log Kb c pH=14 + log Kb c

68 CALCOLARE IL pH DEI SEGUENTI ACIDI FORTI: HCl Acido cloridrico 10 -1 M pH=? HNO3 Acido nitrico 10 -1 M pH=? HCl Acido cloridrico 10 -6 M pH=? pH=1 pH=6

69 CALCOLARE IL pH DEI SEGUENTI ACIDI DEBOLI: CH 3 COOH Acido acetico C= 10 -1 M Ka= 10 -5 M -log Ka C = -log 10 -5 x 10 -1 = -log 10 -6 = -log 10 -3 = 3log 10 10 = ? pH = 3 calcolare HCN Acido cianidrico C= 10 -1 Ka= 6.08 x 10 -10 10 -11 M -log Ka C = -log 10 -11 x 10 -1 = -log 10 -12 = -log 10 -6 = 6log 10 10 = ? pH = 6 calcolare H 2 CO 3 Acido carbonico (diprotico) C= 10 -1 Ka= 4.5 x 10 -7 10 -7 M -log Ka C = -log 10 -7 x 10 -1 = -log 10 -8 = -log 10 -4 = 4log 10 10 = ? pH = 4 Prima dissociazione

70 Qual è il valore del pH di una soluzione contenente 2g di cianuro di potassio KCN (PM= 65) in 75ml. K a HCN = 1*10 -10 KCN K + + CN - CN - + H 2 O HCN + OH - Ke = [HCN] [OH-] / [CN-] [H 2 O] Ki = Ke [H 2 O]= [HCN] [OH-] / [CN-] Da cui OH- = Ki * Cs [CN-]= Cs= (grammi/PM) (1000/75)= (2/65) (1000/75)= 0.41moli/L OH- = Ki * Cs= (Kw/Ka) * Cs= (10-14 / 10-10) * 0.41= 7.4*10-3 g ioni/L pOH= 2.13 pH= 14-2.13= 11.87

71 CALCOLARE IL pH DELLE SEGUENTI BASI FORTI: NaOH (Na=23; O=16; H=1) Idrossido di sodio 4gr/L M=? pH=? KOH (K=39; O=16; H=1) Idrossido di potassio 5.6gr/L M=? pH=? NaOH (Na=23; O=16; H=1) Idrossido di sodio 0.04mg/L M=? pH=? M=0.1 pH=13 pH=8 pH=13 pH= 14-pOH M=0.1 M=10 -6

72 CALCOLARE IL pH: NH 3 H 2 O NH 4 + + OH - NH 3 ammoniaca C= 10 -1 M Kb 10 -5 M -log Kb C = -log 10 -5 x 10 -1 = -log 10 -6 = -log 10 -3 = 3log 10 10 = ? pOH = 3 pH = 14-pOH NH 3 ammoniaca C= 1 mM Kb 10 -5 M -log Kb C = -log 10 -5 x 10 -3 = -log 10 -8 = -log 10 -4 = 4log 10 10 = ? pOH= 4 pH = 14-pOH NH 3 ammoniaca C= 10 M Kb 10 -5 M -log Kb C = -log 10 -5 x 10 -5 = -log 10 -10 = -log 10 -5 = 5log 10 10 = ? pH =9 pH=11 pH=10 pOH= 5 pH = 14-pOH

73 FORMULADENOMINAZIONE 1. IdracidiHFAc. Fluoridrico HClAc. Cloridrico HBrAc. Bromidrico HIAc. Iodidrico 2. OssiacidiH 2 SO 4 Ac. Solforico HNO 3 Ac. Nitrico H 2 CO 3 Ac. Carbonico H 3 PO 4 Ac. (orto) fosforico 3. TioacidiH2SH2SAc. Solfidrico 4. Acidi organiciH-COOHAc. Formico CH 3 -COOHAc. Acetico CH 3 -CHOH-COOHAc. lattico ACIDI ORGANICI ED INORGANICI

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75 Classificazione dei sali AHaH BOH bOH BABABaBa bAbAbaba

76 NaCl Cl - + Na + HOH H + + OH - HCl + + NaOH

77 BABA BABAA - + B + HOH H + + OH - AH + + BOH

78 quindi... base forte acido forte non …un sale proveniente dalla reazione di una base forte con un acido forte non modifica il pH

79 CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + HOH H + + OH - CH 3 COOH + + NaOH

80 BaBa BaBaa - + B + HOH H + + OH - aH + + BOH

81 quindi... base forte acido debole aumento idrolisi basica …un sale proveniente dalla reazione di una base forte con un acido debole provoca una aumento del pH (idrolisi basica)

82 NH 4 Cl Cl - + NH 4 + HOH H + + OH - HCl + + NH 4 OH

83 bAbA bAbA A - + b + HOH H + + OH - AH + + b OH

84 quindi... base debole acido forte abbassamento idrolisi acida …un sale proveniente dalla reazione di una base debole con un acido forte provoca un abbassamento del pH (idrolisi acida)

85 CH 3 COONH 4 CH 3 COO - + NH 4 + HOH H + + OH - CH 3 COOH + + NH 4 OH KaKb

86 baba babaa - + b + HOH H + + OH - aH + + bOH KaKb

87 quindi... base debole acido debole …un sale proveniente dalla reazione di una base debole con un acido debole provoca una variazione di pH che dipende dai valori Ka e Kb...

88 …ossia se: Ka >Kb idrolisi acida (pH più basso) Ka =Kb idrolisi neutra (pH invariato) Ka <Kb idrolisi basica (pH più alto)

89 idrolisi salina BaBaa - + B + HOH H + + OH - aH ++ BOH HOHH+H+ +H+H+ a-a- +aHOH - ++ HOH+a-a- aHOH - +

90 Costante didrolisi HOH+a-a- aHOH - + [aH][OH - ] [HOH][a - ] K eq = [aH][OH - ] [a - ] K eq [HOH] =K i =

91 Ki [H + ] [aH][OH - ] [a - ] K i = KwKw 1Ka1Ka [aH][OH - ] [a - ] K i = = KwKaKwKa

92 Grado didrolisi X mol. idrolizzate mol. totali t 0 : c 0 0 t eq : (1-X)c Xc Xc HOH+a-a- aHOH - +

93 pH idrolisi t 0 : c 0 0 t eq : (1- x )c x c x c HOH + a - aH + OH - [aH] [OH - ] [a - ] K i = ( x c) 2 (1- x )c K i = c ( x c) 2 K i = Se X è molto più piccolo di 1 si può trascurare [OH - ]= K i c pOH = -log K i c

94 OSSIDAZIONE DELLE MACROMOLECOLE A FINI ENERGETICI: LE OSSIDORIDUZIONI

95 ELETTRONEGATIVITÀ: DIFFERENTE CAPACITÀ DEGLI ATOMI, NELLE MOLECOLE, AD ATTRARRE GLI ELETTRONI DI LEGAME

96 LUNGO UN GRUPPO, DALL'ALTO VERSO IL BASSO, DIMINUISCE LUNGO UN PERIODO, DA SINISTRA VERSO DESTRA, AUMENTA

97 LA CAPACITÀ DI UN ATOMO DI ATTRARRE SU DI SE GLI ELETTRONI DI LEGAME È ESPRESSA DAL SUO NUMERO DI OSSIDAZIONE

98 SPECIE CHE SI OSSIDA: RIDUCENTE TRASFERISCE I PROPRI ELETTRONI ALLA SPECIE CHE SI RIDUCE SPECIE CHE SI RIDUCE: OSSIDANTE ATTRAE SU DI SE GLI ELETTRONI DELLA SPECIE CHE SI OSSIDA REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE: REAZIONI CHIMICHE CHE COMPORTANO IL TRASFERIMENTO DI ELETTRONI DA UN ELEMENTO MENO ELETTRONEGATIVO AD UN ALTRO PIÙ ELETTRONEGATIVO.

99 COME SI PUÒ CAPIRE CHE UNA REAZIONE CHIMICA È DI TIPO OSSIDO-RIDUTTIVA? CAMBIANO I NUMERI DI OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI PRESENTI IN UNA REAZIONE CHIMICA

100 LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE POSSONO ESSERE PENSATE COME LA SOMMA DI DUE SEMIREAZIONI: UNA CHE COINVOLGE LA SPECIE CHE SI OSSIDA UNA CHE COINVOLGE LA SPECIE CHE SI RIDUCE A 3+ + B + A 2+ + B 2+ 1) B + B 2+ SPECIE CHE SI OSSIDA 2) A 3+ A 2+ SPECIE CHE SI RIDUCE

101 A 3+ A 2+ A +++A +++ 1e- B +B 2+ A 3+ PER CONVERTIRSI IN A 2+ HA ACQUISTATO UN ELETTRONE (REAZIONE DI RIDUZIONE) CHE NEUTRALIZZA UNA CARICA POSITIVA B+B++B+B++ 1e- B + PER CONVERTIRSI IN B ++ HA CEDUTO UN ELETTRONE (REAZIONE DI OSSIDAZIONE) LASCIANDO UNA CARICA POSITIVA NON NEUTRALIZZATA = A ++ = B ++

102 NUMERI DI OSSIDAZIONE DEGLI ATOMI RIFERITI ALLA TAVOLA PERIODICA

103 NUMERO DI OSSIDAZIONE DI ALCUNI ELEMENTI ELEMENTIREGOLA GENERALEESEMPION.ox IDROGENONEI COMPOSTI HA SEMPRE N.ox +1, TRANNE CHE NEGLI IDRURI METALLICI (es. HNa, HLi…) = -1 HCl HLi +1 OSSIGENONEI COMPOSTI HA SEMPRE N.ox -2, TRANNE CHE NEI PEROSSIDI (es.H 2 O 2 )= -1, NEI SUPEROSSIDI (KO 2 )= -1/2 E NELL'OSSIDO DI FLUORO= +2 H2OH2O2KO2F2OH2OH2O2KO2F2O -2 -1/2 +2 STATO ELEMENTARE TUTTI GLI ELEMENTI ALLO STATO ELEMENTARE HANNO NUMERO DI OSSIDAZIONE ZERO Cl 2 O 2 0

104 SODIONa+1I METALLI ALCALINI (PRIMO GRUPPO DELLA TAVOLA PERIODICA) IN TUTTI I LORO COMPOSTI PRESENTANO SEMPRE N.ox = +1. MAGNESIOMg+2I METALLI ALCALINO-TERROSI (SECONDO GRUPPO) IN TUTTI I LORO COMPOSTI PRESENTANO SEMPRE N.ox = +2. ALLUMINIO E BORO Al B +3BORO E ALLUMINIO IN TUTTI I LORO COMPOSTI HANNO SEMPRE N.ox = +3. CARBONIOC+2 -2 +4 -4 IL N.ox DIPENDE DAGLI ATOMI CON CUI IL CARBONIO FORMA LEGAMI

105 COMPOSTIFORMULAN.ox DEI SINGOLI ELEMENTI OSSIDO DI DIIDROGENO H20H20 O -2 H +1(x2) PEROSSIDO DI IDROGENO ACQUA OSSIGENATA H2O2H2O2 O -1 (x2) (perossido) H +1 (x2) NUMERO DI OSSIDAZIONE DI ALCUNI COMPOSTI METANOCH 4 C -4 H +1(x4) N.ox DEL COMPOSTO -2 +2 = 0 -2 +2 = 0 -4 +4 = 0

106 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE: 1) CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE 2) SI HANNO 2 SEMIREAZIONI 3) IN OGNI SEMIREAZIONE IL NUMERO DI ELEMENTI CHE SI OSSIDANO/RIDUCONO DEVE ESSERE OVVIAMENTE UGUALE Na+ H 2 O Na 2 O+H 2 -2 Na Na 2 O ox. H 2 O H 2 Na Na 2 O H 2 O H 2 rid. 2 Na + H 2 O Na 2 O+H 2 +1 -20 0 +1

107 4) MOSTRARE GLI e- CEDUTI O ACQUISTATI NELLE SEMIREAZIONI H 2 O H 2 0 +1 +1 0 +2e - +2e - 2Na Na 2 O IL NUMERO DI e- CEDUTI DEVE ESSERE SEMPRE UGUALE AL NUMERO DI e- ACQUISTATI 2Na+H 2 O+2e- Na 2 O + H 2 +2e- 2Na+H 2 0 Na 2 O + H 2 5) LA REAZIONE DI OSSIDORIDUZIONE E LA SOMMA DELLE DUE SEMIREAZIONI:

108 6) VERIFICARE CHE VALGA IL PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLE MASSE: IL NUMERO DI OGNI ELEMENTO PRESENTE A DESTRA E A SINISTRA DELLA REAZIONE DEVE ESSERE UGUALE 2Na+H 2 O Na 2 O + H 2 7) VERIFICARE CHE VALGA IL PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLE CARICHE: IL NUMERO DI CARICHE POSITIVE O NEGATIVE DI OGNI ELEMENTO PRESENTE A DESTRA E A SINISTRA DELLA REAZIONE DEVE ESSERE UGUALE

109 IN UN COMPOSTO NEUTRO LA SOMMA DEI N.ox DEGLI ATOMI PRESENTI DEVE ESSERE UGUALE A ZERO (NaCl, H 2 O…) IN UN COMPOSTO IONICO LA SOMMA DEI N.ox DEGLI ATOMI PRESENTI DEVE ESSERE UGUALE ALLA CARICA DELLA MOLECOLA SOLFITO, SO 3 -2 N.ox S = +4N.ox O= -2(x3)= -6N.ox SO 3 -2 = -2

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111 ESEMPI DI BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE 1) CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE 2) SCRIVERE LE DUE SEMIREAZIONI 3) BILANCIARE I COEFICIENTI STECHIOMETRICI DEGLI ELEMENTI CHE SI OSSIDANO E SI RIDUCONO C 2 O 4 2- + MnO 4 - CO 2 + Mn 2+ C 2 O 4 2- + MnO 4 - CO 2 + Mn 2+ +3 -2 +7 -2 +4 -2 +2 C 2 O 4 2- CO 2 ox. MnO 4 - Mn 2+ C 2 O 4 2- CO 2 MnO 4 - Mn 2+ rid. 2 (AMBIENTE ACIDO= LA CARICA COMPLESSIVA VIENE BILANCIATA AGGIUNGENDO H 3 O + )

112 4) BILANCIARE IL NUMERO DI ELETTRONI CEDUTI O ACQUISTATI C 2 O 4 2- 2CO 2 MnO 4 - Mn 2+ +3 +4 +7 +2 +2e - +5e - 5) VERIFICARE IL BILANCIAMENTO DELLE SEMIREAZIONI E MOLTIPLICARLE IN MODO DA BILANCIARE GLI ELETTRONI (REAGENTIxREAGENTI, PRODOTTIxPRODOTTI) C 2 O 4 2- 2CO 2 +2e - MnO 4 - +5e - Mn 2+ X5 = X2= 5C 2 O 4 2- 10CO 2 +10e - 2MnO 4 - +10e - 2Mn 2+ 5C 2 O 4 2- + 2MnO 4 - + 10e - 10CO 2 + 2Mn 2+ +10e -

113 6) BILANCIARE LA CARICA COMPLESSIVA CON IONI H 3 O + (AMBIENTE ACIDO) 7) LE MASSE SI DEVONO CONSERVARE. AGGIUNGENDO H 2 O 5C 2 O 4 2- + 2MnO 4 - +16H 3 O + 10CO 2 + 2Mn 2+ 5C 2 O 4 2- + 2MnO 4 - +16H 3 O + 10CO 2 + 2Mn 2+ +24H 2 O

114 OSSIDAZIONI BIOLOGICHE IL CARBONIO NEGLI ORGANISMI VIVENTI SI TROVA IN DIVERSI STATI DI OSSIDAZIONE A SECONDA DELLA ELETTRONEGATIVITA DEGLI ATOMI A CUI E LEGATO PUÒ ESSERE PRESENTE IN 5 DIFFERENTI STADI DI OSSIDAZIONE, DAL PIÙ RIDOTTO (ETANO), AL PIÙ OSSIDATO (ANIDRIDE CARBONICA). ELETTRONEGATIVITÀ CRESCENTE H< C< S< N<O STATI DI RIDUZIONE DEL CARBONIO

115 NEI COMPOSTI PIÙ RIDOTTI GLI ATOMI DI CARBONIO SONO RICCHI DI e - E DI ATOMI DI IDROGENO. NEI COMPOSTI PIÙ OSSIDATI AUMENTANO GLI ATOMI DI OSSIGENO LEGATI AL CARBONIO E DIMINUISCONO GLI ATOMI DI IDROGENO (FINO A SCOMPARIRE NELLANIDRIDE CARBONICA).

116 LOSSIDAZIONE DEL CARBONIO PUO ANCHE ESSERE ASSOCIATA ALLA DEIDROGENAZIONE: PERDITA DI UN ATOMO DI IDROGENO LEGATO AL CARBONIO. LA MOLECOLA E SEMPRE NEUTRA GLI ELETTRONI POSSONO ESSERE TRASFERITI DA UNA MOLECOLA AD UNALTRA IN TRE MODI DIFFERENTI: - TRASFERIMENTO DIRETTO DA UN ELEMENTO AD UN ALTRO; -TRASFERIMENTO DEGLI ELETTRONI SOTTOFORMA DI ATOMI DI IDROGENO, COSTITUITO DA UN PROTONE (H + ) ED UN ELETTRONE (e - )

117 NUMERO DI OSSIDAZIONE DEL CARBONIO NELLE DIVERSE MACROMOLECOLE

118 UN FLUSSO DI ELETTRONI PRODUCE LAVORO (es. MOTORE ELETTRICO ALIMENTATO A BATTERIA) LE CELLULE POSSIEDONO UN CIRCUITO ANALOGO LE OSSIDO-RIDUZIONI A PRESSIONE E TEMPERATURA COSTANTI PRODUCONO ENARGIA LIBERA: 1.OSSIDAZIONE DEL CARBONIO (ALTAMENTE RIDOTTO IN GLUCIDI, AMMINOACIDI, ACIDI GRASSI) A CO 2 DA PARTE DELLOSSIGENO CHE SI RIDUCE AD H 2 O 2. QUESTO PERMETTE, A LIVELLO MITOCONDRIALE, LA FORMAZIONE DI ENERGIA LIBERA SOTTOFORMA DI ATP CHE, TRASFERITA ALLE REAZIONI CHIMICHE, PERMETTE IL LAVORO MUSCOLARE

119 1.ZnCl 2 2.FeSO 4 3.KNO 2 4.HF 5.CuO 6.SO 2 7.NaI 8.CO 2 9.Ba(OH) 2 Zn= +2; Cl= -1 Fe= +2; S= +6; O= -2 K= +1; N= +3; O=-2 H= +1; F= -1 Cu= +2; O= -2 S= +4; O= -2 Na= +1; I= -1 C= +4; O= -2 Ba= +2; H= +1 O= -2 CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE DEI SEGUENTI COMPOSTI ESERCIZI DI AUTOVERIFICA

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121 BILANCIARE LA SEGUENTE REAZIONE REDOX: Cs + H 2 O Cs 2 O + H 2 1) Cs (0) + H 2 (+1) O (-2) Cs 2 (+1) O (-2) + H 2 (0) 2) Cs Cs 2 O ox. H 2 O H 2 rid. 3) 2Cs Cs 2 O H 2 O H 2 4) 2Cs Cs 2 O + 2e- H 2 O + 2e- H 2 2Cs+ H 2 O Cs 2 O H 2

122 Attività enzimatica e pH Pepsina Papaina Colinesterasi Tripsina 246810 pH Attività relativa

123 Alcuni reazioni possono modificare il pH C 6 H 12 O 6 + 6O 2 6CO 2 + 6H 2 O C 6 H 12 O 6 2CH 3 CHOHCOOH CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

124 se aumentano gli H + … …una trappola di H + potrebbe minimizzare leffetto sul pH se diminuiscono gli H + … …un serbatoio di H + potrebbe minimizzare leffetto sul pH

125 la trappola + a - H+H+ aH dove si trova a - ? BaBaa - + B + si dissocia dai sali

126 il serbatoio + a - H+H+ aH perché un acido debole? perché si dissocia quando serve

127 il tampone aH serbatoio + a - H+H+ trappola + a - H+H+ trappola saleacido

128 pH soluzione tampone [a - ] [H + ] [aH] = KaKa [a - ] [aH] = KaKa [H + ] cscs caca = KaKa

129 cscs caca = KaKa = cscs caca -logK a -log[H + ] -log = caca cscs pKapKa pH+ log

130 = pKapKa pH caca cscs +log pH soluzione tampone

131 tampone serbatoio H trappola - + H + aH a - + H + acido H sale - + H + acido H base - + H +

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133 Calcolare il pH di un sistema tampone formato da un litro di soluzione 0.01 di acido acetico (K a = 1.85x10 -5 M) e 0.01 M di acetato di sodio. pH= pK + log Cs/Ca pH= 4.74 + log 0.01M/0.01 M = 4.74 Calcolare il PH di una soluzione tampone in cui sono presenti 40mM di H 2 PO 4 - (Ka = 6.2x10 -8 ) e 20 mM HPO -- pH = pK – log (0.04/0.02) = 7.21 – 0.30 = 6.91 (tampone biologico) Calcolare il pH di un sistema tampone formato da un litro di soluzione 0.1 M di acido acetico (Ka=1.85x10 -5 M) e 0.1 M di acetato di sodio. pH= pK + log Cs/Ca pH= 4.74 + log 0.1M/0.1 M = 4.74 Dopo aggiunta di 0.001M di HCl qual è il pH = ? pH= pK + log 0.1-0.001/0.1 + 0.001 = pH= pK + log 0.09/0.101= pH= pK + log 0.89= 4.74 – 0.05 = 4.69 quale sarebbe stato il pH di una soluzione acquosa contenente 0.001 M HCl ?

134 DIPENDENZA DALLA CONCENTRAZIONE. Ripetere lo stesso esercizio con un tampone meno concentrato (acido acetico e aceto di sodio 0.01M) con laggiunta di 0.001M di HCl pH= pK + log 0.01-0.001/0.01 + 0.001 = pK + log 0.009/0.011= pK + log 0.818 = 4.74 – 0.087 = 4.653 PER IL MAX POTERE TAMPONANTE LA CONCENTRAZIONE DELLACIDO E DELLA BASE DEVONO ESSERE UGUALI. Esercizio : pH del tampone con Acido acetico 0.1 M e acetato di sodio 0.01 M pH= pK + log Cs/Ca pH= 4.74 + log 0.01M/0.1 M = 4.74 + log10 -1 = 3.74 con aggiunta di 0.001 M HCl pH=? pH= pK + log Cs/Ca pH= 4.74 + log 0.01M/0.1 M= 4.74 + log 0.009/0.101 = 4.74 + log 0.089= = 4.74 – 1.05 = 3.69

135 ESERCIZI DI AUTOVERIFICA

136 1. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta da 10 ml HCl 1M diluita in un volume finale di 1 litro 80 gr 0.143 moli gr.36 5. Calcolare la molarità di una soluzione di CH 3 COOH dissociata al 10% con una Ka= 10 -5 pH=2 2. A quanti grammi corrispondono 2 moli di NaOH? 3. A quante moli corrispondono 10 grammi di Cl 2 ? 4. Quanti grammi di soluto vi sono in 0.5 lt di una soluzione 2M di HCl? C=Ka/ 2 M=10 -3 M= n. moli/V n. moli= MxV (il n. moli non cambia con la diluizione) M1xV1=M2xV2 M2=M1xV1/V2 1x10x10 -3 /1=10 -2 1 mole = Peso in grammi/Peso molecolare Peso in grammi=moli x Peso molecolare gr= 2x40 1 mole = Peso in grammi/Peso molecolare 10/70 1 mole= Peso in grammi/Peso molecolare Peso in grammi= moli x Peso molecolare MxVxPeso molecolare 2 x 0,5x36

137 6. In riferimento allesercizio precedente calcolare il pH pH=4 7. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 50 ml di KOH 0,5 M e 50 ml di KOH 5x10 -2 M. pH=13,44 pH=-log Ka x C -log 10 -5 x 10 -3 -log 10 -8 -log 10 -4 n. moli= MxV (5x10 -1 ) x (5x10 -2 ) =250x10 -4 (n. moli KOH 0,5M) (5x10 -2 ) x (5x10 -2 ) =25x10 -4 (n. moli KOH 5x10 -2 M) Moli tot.=275x10 -4 M= moli / Volume= 275x10 -4 /1x10 -1 =275x10 -3 pOH=-log 275x10 -3 = -log275-log10 -3 = -2.74+3 = 0.56 pH= 14 - 0.56