Recupero: numero atomico (Z), numero di massa (A), ioni ed isotopi

Nella tavola periodica moderna (elaborazione della tavola periodica di Mendeleev) gli  elementi sono ordinati con numero atomico crescente. Il numero atomico il cui simbolo è Z) corrisponde al numero di protoni (particelle subatomiche con carica positiva che si trovano nel nucleo dell’atomo) o degli elettroni (particelle subatomiche con carica negativa, che si muovono intorno al nucleo) se l’atomo è neutro (cioè il numero dei protoni equivale al numero degli elettroni). Quindi, se un atomo ha numero atomico uguale a 8 (il numero atomico viene indicato nella tavola periodica sopra il simbolo dell’atomo) significa che avrà 8 protoni (p⁺) ed 8 elettroni (e^–).

Gli IONI sono atomi carichi positivamente (cationi) o negativamente (anioni) perchè hanno ceduto od acquistato elettroni.

N.B. I protoni non possono essere scambiati (ceduti od acquistati come gli elettroni), altrimenti, cambiando il numero atomico, cambierebbe l’elemento che si sta esaminando.

I cationi sono elementi carichi che hanno ceduto elettroni (ad altri atomi); a seconda di quanti elettroni perdano, la carica, che si scrive ad apice (in altro a dx) sarà + oppure +2 o +3..ecc. Gli anioni hanno, invece, acquistato elettroni; la carica è indicata sempre in alto a destra, ad apice, e verrà scritta come – ,-2 -3…nel caso l’atomo abbia acquistato 1, 2, 3 elettroni.

ESEMPIO: calcolare il numero di protoni ed elettroni nel Ca²⁺ (Z= 20); specificare, inoltre, se si tratta di un anione o di un catione.

Svolgimento: Z (numero atomico) = 20 = numero di protoni (p⁺). Poiché ci sono due cariche positive in eccesso, significa che l’atomo ha perso due elettroni. Quindi il numero degli elettroni sarà 20 – 2 = 18. Siccome ad apice trovo 2+ e l’atomo ha perso elettroni, è un catione.

ESEMPIO: calcolare il numero di protoni ed elettroni nel Br^– (Z= 35); specificare, inoltre se si tratta di un anione o di un catione.

Svolgimento: Z (numero atomico) = 35 = numero di protoni (p⁺). Poiché c’è una  carica negativa in eccesso, significa che l’atomo ha acquistato un elettrone. Quindi il numero degli elettroni sarà 35+1=36. Siccome ad apice trovo – e l’atomo ha acquistato un elettrone, è un anione.

N.B. Come in matematica, il segno – oppure + , non preceduto da alcun numero,  significa che il numero è 1 ed è (e deve essere) sottinteso.

Gli ISOTOPI sono atomi di uno stesso elemento che hanno un diverso numero di neutroni (cariche neutre che si trovano nel nucleo, simbolo n⁰, insieme ai protoni).

Nel nucleo è concentrata la massa dell’atomo (gli elettroni hanno massa trascurabile, 1836 volte inferiore a quella dei protoni). La somma di protoni e neutroni corrisponde al numero di massa (simbolo A; A = p⁺+ n⁰ = Z + n⁰), non indicato nella tavola periodica (dove compare la massa atomica che è la media ponderata dei vari isotopi, presenti in natura, di un elemento).

ESEMPIO: calcolare il numero di protoni e neutroni  nell’isotopo ¹⁴C (si legge:carbonio 14) (A= 14), sapendo che Z=6.

Svolgimento (numero atomico) Z = 6 = numero di protoni (p⁺). Poichè A =  Z+ n⁰ = p⁺ + n⁰ deriva che il numero dei neutroni corrisponderà al numero di massa meno il numero dei protoni (n⁰= A – p⁺), quindi: 14 – 6 = 8 neutroni.

Regolazione del metabolismo

I processi metabolici devono essere regolati con precisione; in questo modo vengono garantite le funzionalità dell’organismo nelle varie condizioni.

La regolazione del metabolismo avviene secondo il principio di massima economia: vengono prodotte o degradate soltanto le sostanze effettivamente necessarie; la cellula, così, non effettua sprechi di molecole indispensabili.

Tre sono i meccanismi generali per regolare il metabolismo:

1. controllo dell’attività degli enzimi che catalizzano le reazioni metaboliche
2. controllo delle concentrazioni degli enzimi
3. compartimentazione dei substrati e degli enzimi e quindi delle vie metaboliche

Il primo meccanismo è piuttosto rapido ed avviene tramite il controllo dell’attività dell’enzima che catalizza la reazione più lenta (reazione chiave o tappa chiave); l’attività di questo enzima, detto enzima chiave è finemente regolata attraverso l’allosterismo, modificazioni covalenti o inibizione enzimatica. Nell’allosteria (o allosterismo) la regolazione della velocità di una reazione enzimatica avviene tramite il legame di una molecola, detto effettore, a un sito specifico dell’enzima, il sito allosterico, diverso dal sito attivo (quello a cui si lega il substrato). Quando l’effettore si lega al sito allosterico, viene modificata leggermente la struttura dell’enzima e, di conseguenza, l’affinità per il substrato. Le variazioni di conformazione sono reversibili e fondamentali per la regolazione dei processi cellulari. Le vie metaboliche, ad esempio, possono essere controllate da meccanismi di feedback: nel feedback negativo il prodotto finale della reazione (effettore allosterico negativo/inibitore) inibisce gli enzimi all’inizio della via metabolica.

Il secondo meccanismo è più lento: la concentrazione intracellulare di un enzima può variare bilanciando la biosintesi con la degradazione intracellulare dell’enzima stesso. Questo tipo di controllo, normalmente, viene effettuato tramite regolazione mediata da molecole segnale come gli ormoni (prodotti da organi chiamati ghiandole endocrine, ad esempio tiroide, timo, ghiandola surrenale, pancreas…)

Nel terzo meccanismo avviene la compartimentazione in specifici siti cellulari degli enzimi e dei substrati che partecipano alla reazione; la loro concentrazione nelle varie sedi dipende anche dall’efficienza dei sistemi di trasporto attraverso le membrane (basti ricordare che la glicolisi avviene nel citosol, la decarbossilazione ossidativa del piruvato e il ciclo di Krebs, nella membrana interna mitocondriale, la catena respiratoria e la fosforilazione ossidativa nella membrana interna dei mitocondri e nella matrice mitocondriale).

bibliografia:

Brady, Senese, Dal carbonio al biotech – Zanichelli
Sadava D., Heller C., – Biologia. Dalle cellule agli organismi Blu – Zanichelli

La forma delle molecole: cenni di geometria molecolare

Per facilitare lo studio della forma delle molecole, la geometria molecolare, ho preferito inserire la presentazione in power point. Mi rendo conto che l’argomento non è immediato e potrebbe risultare astratto, ma sono certa che in questo modo ho facilitato “la vita” ai miei alunni e a me stessa.
Da notare che questi sono solo cenni di geometria molecolare; coloro che vogliono approfondire il tema, avranno tutto il tempo di farlo nel percorso universitario.

Geomolecolare sigma pgreco blog [modalità compatibilità]

Saggi alla fiamma

Aggiungo questo post di approfondimento riguardo i saggi alla fiamma che potrà essere utile agli studenti che vorranno ottenere ulteriori delucidazioni e soddisfare la propria curiosità…Il link proviene da materiale universitario…

Buon anno ragazzi

http://www.chimica.unipd.it/chimica-non-magia/in_laboratorio/exp_coloreecalore.htm#bottom

 

Acqua e pH

L’acqua, essendo una sostanza polare  (*) forma soluzioni con altre sostanze dette idrofile. In base al principio del “simile scioglie il simile”, nell’acqua si sciolgono facilmente sia i composti ionici, come il cloruro di sodio (NaCl, il comune sale da cucina), sia le molecole polari come il saccarosio (carboidrato, disaccaride formato da glucosio e fruttosio, lo zucchero che generalmente usiamo). Bisogna ricordare che nelle soluzioni, il solvente è la sostanza in quantità maggiore, il (oppure i ) soluto quella in quantità minore; nelle soluzioni acquose, l’acqua è il solvente, lo zucchero o il sale, ma anche l’alcol o l’aceto o il succo di limone, il soluto.

Molte sostanze in acqua vengono scisse e producono ioni: in chimica la scissione di una sostanza in ioni si chiama dissociazione ionica. Anche le molecole di H₂O , quando si dissociano, possono formare ioni: H⁺  ione idrogeno  e OH^– ione ossidrile.

In genere, solo poche molecole di acqua sono nello stato dissociato; la maggior parte è in forma indissociata H₂O. Quando si dissocia, l’acqua pura rilascia un uguale numero di H⁺ e OH^– che, quindi, hanno le stesse concentrazioni.

Gli ACIDI sono sostanze che in acqua rilasciano  H⁺ (definizione di Arrhenius), esempio l’aceto, il succo di limone, l’acido cloridrico, che abbiamo nello stomaco (HCl); le BASI rilasciano OH^– (definizione di Arrhenius); si comportano come basi la soda caustica (NaOH), l’ammoniaca, la magnesia Mg(OH)₂

Per misurare l’acidità di una soluzione, si utilizza la scala del pH che misura le concentrazioni degli ioni H⁺. Questa scala ci fornisce indicazioni sull’acidità o basicità di una soluzione.

E’ una scala logaritmica in base 10 (per questo p si indica sempre con la lettera minuscola perché corrisponde a logaritmo in base 10, log), cioè ad ogni unità di pH corrisponde un aumento di concentrazione di ioni H⁺ di 10 volte. Esempio: in una soluzione con pH 5, gli H⁺ sono 10 volte più concentrati di una soluzione a pH 6.

Quando il pH è 7 , la soluzione è neutra perché H⁺ e OH^– hanno la stessa concentrazione (10^-7 M, mol/l, moli di soluto in 1 litro di soluzione) (**)

Quando il pH è minore di 7, la soluzione è acida perché la concentrazione di H⁺ è maggiore di quella degli OH^–.

Quando il pH è maggiore di 7, la soluzione è basica: la concentrazione di H⁺ è minore di quella degli OH^–.

 

(*)  (v. differenza di elettronegatività tra ossigeno e idrogeno, legame covalente polare, formazione del dipolo)

(**)  (la concentrazione molare, cioè in mol/l, si indica con la parentesi quadra; esempio [H⁺] equivale a: concentrazione molare di H⁺; in questo caso [H⁺] = 10^-7  M equivale a dire che la concentrazione degli ioni idrogeno è 10^-7  moli in un litro di soluzione).

La mole è l’unità di misura della quantità di sostanza e si ottiene dividendo i grammi della sostanza per la massa molare.

 

Legami chimici

Su richiesta dei miei alunni di seconda, che sto seguendo al corso di recupero di Chimica al Liceo Primo Levi, pubblico la presentazione (in bozza) dei legami chimici, presentazione che verrà integrata e terminata quanto prima (mancano legami sigma e pi greco, singoli, doppi e tripli…) Il post è utile anche agli allievi di quarta (del corso di recupero che ho concluso la settimana scorsa).

Buon lavoro, ragazzi!! x qualsiasi cosa potete contattarmi o con messenger o alla mail

cristina.consolidani@gmail.com

Legami chimici blog

Come si determinano le formule chimiche da misurazioni sperimentali della massa (formule minime e molecolari)

Quando si esamina una sostanza nuova, di cui non si conosce la formula, si procede in questo modo:

• si fa l’analisi della sostanza per ricavare la composizione percentuale
• si determina sperimentalmente la massa molecolare.

In base a ciò, si può ricavare la formula minima (empirica) della sostanza. La formula minima indica il rapporto tra il numero degli atomi dei singoli elementi presenti nel composto; ad esempio per il glucosio, la formula minima sarà CH2O, la formula molecolare esprime la composizione di una molecola (rappresenta l’esatto numero di atomi in una molecola); per il glucosio è C6H12O6.

ESEMPIO

Un composto con massa molecolare (MM) 98 uma ha dato all’analisi i seguenti risultati:

H 2,04%    S 32,65%      O 65,31%

Determinare la formula del composto.

Innanzitutto, si considerano i dati in percentuale come massa di quell’elemento in 100 grammi; ad esempio, in 100 g di sostanza ci sono 2,04 g di idrogeno, 32,65 g di zolfo e 65,31 g di ossigeno. A questo punto, si calcola il numero delle moli, dividendo la massa in grammi per le masse atomiche degli elementi corrispondenti:

n mol H 2,04 g/(1 g/mol) = 2,04 mol di atomi di idrogeno

n mol S 32,65 g/(32 g/mol) = 1,02 mol di atomi di zolfo

n mol O 65,31 g/(16 g/mol) = 4,08 mol di atomi di ossigeno

Si dividono i risultati per il numero più piccolo; quindi:

H 2,04/1,02 =2      S 1,02/1,02 =1    O 4,08/1,02 =4

Pertanto, per 1 mol di zolfo, ci sono 2 moli di idrogeno e 4 mol di ossigeno; per quanto riguarda la molecola in questione per ogni atomo di zolfo, ce ne sono due di idrogeno e quattro di ossigeno; sono stati determinati gli indici interi della formula minima che sarà H2SO4

Si calcola la massa molecolare della formula minima:

MM = (2*1 uma) + 32 uma +(16*4 uma) = 98 uma

che coincide col valore sperimentale della massa molecolare (98 uma). In questo caso, formula molecolare e formula minima coincidono. Se così non fosse, considerando un altro esempio (diverso) in cui dopo gli opportuni calcoli si ottiene la formula minima CH2O e il valore sperimentale della MM fosse stato 180 uma, bisogna dividere quest’ultimo per 30 (si ottiene 6) e moltiplicare tutti gli indici della formula minima per questo valore (6); si ottiene così la formula molecolare del glucosio C6H12O6.

N.B. Gli indici devono essere sempre interi. Se, dai calcoli, si ottenessero indici decimali questi si devono dividere per un divisore comune: il minore dei due indici. ESEMPIO: se dopo aver effettuato i calcoli per il composto SnxCly (gli indici da determinare sono x e y) si ottiene n mol Sn = 0,00986 mol e n mol di Cl = 0,0395 mol, per ottenere indici interi basterà dividere per il minore degli indici;

quindi Sn = 0,00986 /0,00986 =  1 e Cl =  0,0395 / 0,00986 = 4,01 che si può approssimare a 4. La formula sarà SnCl4.

Calcoli con le percentuali (composizione delle sostanze e calcoli stechiometrici)

Composizione percentuale di un composto a partire dalla sua formula

Quando si conosce la formula di un composto, si può risalire facilmente alla percentuale. E’ sufficiente calcolare la massa di una mole (massa molare) ed impostare alcune semplici proporzioni.

ESEMPIO

Determina la composizione percentuale del solfato di potassio K2SO4  (*)

Dalla formula deduco che in una mole di solfato di potassio ci sono:

2 moli di atomi di potassio: 39,10*2 g = 78,20 g

1 mole di atomi di zolfo:                              32 g

4 moli di atomi di ossigeno: 16*4 g =      64 g

Quindi la massa di una mole è: 78,20 g + 32 g + 64 g =174,2 g

Impostando le proporzioni, calcolo la percentuale di ogni elemento (quantità di quell’elemento in 100 g)

percentuale di potassio: 78,20g : 174,2g = x : 100g    da cui,   x = (78,20 g * 100 g) / 174,2 g = 44,89 g

percentuale di zolfo:        32 g : 174,2 g = y : 100 g       da cui,   y = (32 g * 100 g) / 174,2 g = 18,37 g

percentuale di ossigeno: 64 g : 174,2 g = z : 100 g      da cui,   z = (64 g * 100 g) / 174,2 g = 36,74 g

Quindi, la composizione percentuale del solfato di potassio è:

K             44,89%

S             18,37%

O            36,74%

 

(*il solfato di potassio K2SO4  è un sale ternario che si ottiene dalla sintesi dall’ossiacido acido solforico H2SO4 che reagisce con idrossido di potassio KOH)

Elementi di chimica organica

In allegato il file di fondamenti di chimica organica:

Nota per gli studenti

ricordare di approfondire anche le principali biomolecole: proteine ( amminoacidi), carboidrati, lipidi ed acidi nucleici

[fondamenti di organica [modalità compatibilità]

“So a quanto vai ma non dove stai”, disse Heisenberg all’elettrone…

“So dove sto ma non a quanto vo”, gli rispose l’elettrone.  “E allora sei indeterminato”, concluse Heisenberg.

Nel 1927 il fisico tedesco Heisenberg (premio Nobel nel 1932) enunciò il principio di indeterminazione, secondo il quale è impossibile conoscere contemporaneamente i valori precisi della velocità  e della posizione delle particelle subatomiche, cioè le caratteristiche del loro movimento.

E’ impossibile sapere il percorso e la posizione dell’elettrone-onda che si allontana e si avvicina al nucleo. Si potranno fare solo valutazioni probabilistiche, cioè calcolare la probabilità di trovare l’elettrone entro una determinata distanza dal nucleo in una certa direzione nello spazio. Gli studi condotti dai fisici in quel periodo (primi del Novecento) hanno segnato il passaggio dalla meccanica classica newtoniana alla meccanica quantistica, dalla certezza al calcolo delle probabilità. Le leggi della meccanica quantistica hanno carattere statistico e determinano la probabilità con cui si può verificare un evento che coinvolge particelle microscopiche.

Il principio di indeterminazione viene espresso attraverso una relazione matematica:

Δx · Δp ≥ h / 4π

dove x è la posizione dell’elettrone, p la sua quantità di moto (mv), h la costante di Planck (6,63 10exp-34 J/s).

Per spiegare la differenza tra certezza e probabilità si può ricorrere a semplici esempi. In un trenino elettrico che si muove su binari circolari è possibile calcolare con certezza il momento in cui il trenino passerà per un determinato punto del percorso. Invece, per un’automobilina telecomandata da un ragazzo si può calcolare un percorso non prevedibile e non determinabile. Tuttavia, si può calcolare la probabilità di trovarla entro una determinata distanza dal ragazzo e determinare una circonferenza nella quale la probabilità di trovare l’automobile è elevata.

La descrizione dell’elettrone che tiene conto del principio di indeterminazione sostituisce al concetto di orbita (utilizzato ancora da Bohr per il modello dell’atomo di idrogeno, premio Nobel nel 1922) quello di orbitale, regione di spazio immaginaria e ricavata matematicamente in cui vi è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone e in cui l’elettrone passa il 90% del suo tempo.

L‘equazione di Schrödinger (premio Nobel nel 1933) descrive la funzione matematica per le onde che si propagano con l’elettrone in moto nell’atomo. La soluzione dell’equazione di Schrödinger non sono numeri ma funzioni d ‘onda  ψ il cui quadrato fornisce la probabilità che un elettrone si trovi  nell’intervallo di tempo Δt in un volume ΔV in cui il centro ha coordinate x, y, z. Queste funzioni d’onda sono chiamate orbitali.