APPUNTI DI CHIMICA

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Categoria:	Chimica
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Data:	22.05.2006
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APPUNTI DI CHIMICA
ATOMI E MOLECOLE
La materia è composta o da sostanze pure o da miscele di sostanze.
Le sostanze pure possono essere:
non scomponibili mediante trasformazioni chimiche - ELEMENTI -
scomponibili mediante trasformazioni chimiche - COMPOSTI -
La composizione di una sostanza pura è sempre la stessa, obbedendo alla legge di Proust:
Quando due o più elementi si combinano tra loro per formare un composto, le loro quantità in peso stanno in un rapporto definito e costante.
Ad esempio nel composto acqua, a un grammo di idrogeno corrispondono sempre 8 grammi di ossigeno. Nel composto idrogeno cloruro per ogni grammo di idrogeno ci sono sempre 35,5 grammi di cloro.
Gli elementi vengono comunemente indicati mediante simboli.
Il simbolo rappresenta l' atomo dell' elemento, cioè la più piccola parte di esso che ne conserva le proprietà. Gli atomi si uniscono spesso tra loro a formare aggregati più grandi chiamati molecole.
Atomo è una parola che in greco significa indivisibile perché un tempo si riteneva che gli atomi stessi fossero le più piccole entità in natura e che come tali fossero indivisibili.
Oggi si sa che gli atomi sono formati da numerose particelle subatomiche delle quali sono state determinate la carica e la massa.
Naturalmente queste particelle sono molto piccole e quindi si usa esprimere la massa e la carica in termini relativi, facendo riferimento a delle unità opportunamente scelte.
Le particelle subatomiche fondamentali sono:
PARTICELLA
MASSA
CARICA
Protone
1
+1
Elettrone
1/1837 (trascurabile)
-1
Neutrone
1

Gli atomo degli elementi sono elettricamente neutri e ciò implica che essi debbono contenere un uguale numero di protoni e di elettroni.
Tale numero si indica con Z ed è il numero che caratterizza l' elemento (Numero atomico).
Nell' atomo di un elemento i neutroni possono essere presenti in numero variabile e ne influenzano significativamente la massa. Atomi di una stesso elemento possono diversificarsi per il numero dei neutroni e quindi per la loro massa. Essi sono isotopi tra loro.
Gli elettroni hanno una massa molto piccola, trascurabile rispetto a quella dello atomo al quale appartengono, per cui, con ottima approssimazione, si può affermare che la massa relativa di un atomo, che è indicata dal numero di massa A, risultante dalla somma delle masse relative dei suoi protoni e dei suoi neutroni.
Gli atomi degli elementi vengono comunemente rappresentati da simboli:

Notare che:
A - Z = Numero dei neutroni
I protoni ed i neutroni, praticamente tutta la massa dell' atomo, sono costretti in una piccolissima zona chiamata nucleo e gli elettroni esistono attorno a quest' ultimo in uno stato particolare che è inutile cercare di figurarsi, perché non somiglia a niente che ci sia familiare.
L' elettrone è una strana entità che riunisce in sè caratteristiche di corpuscolo e di onda. Le teorie a nostra disposizione o ne descrivono l' aspetto corpuscolare, o quello ondulatorio, ma non riescono a descriverli insieme entrambi.
Gli orbitali atomici sono praticamente delle equazioni che descrivono i vari stati energetici che l'elettrone può assumere in un atomo. Quando almeno un elettrone "occupa" un orbitale (in ogni orbitale ce ne possono "stare" al massimo due), allora esiste una superficie sulla quale la carica elettrica, di cui l'elettrone è provvisto, si fa risentire più che altrove. Ogni orbitale viene solitamente "disegnato" seguendo i contorni di queste superfici:

A seconda delle loro caratteristiche gli orbitali vengono indicati con le lettere minuscole s, p, d, f. (in figura la forma degli orbitali f non è rappresentata), o possono "rimescolarsi" per formare orbitali ibridi. L'orbitale s, ad esempio, va interpretato come una superficie di forma sferica, sulla quale è massima la probabilità di incontrare la perturbazione d'onda associata all' elettrone, o agli elettroni che lo "occupano".
Le molecole delle sostanze che caratterizzano gli organismi contengono tutte l' elemento carbonio, indicato con il simbolo C.
L' isotopo più abbondante del carbonio è:
12
C
6
Il Carbonio ha quindi 6 protoni, 6 neutroni (A - Z = 6) e 6 elettroni.
Di questi 6 elettroni, 4 si trovano in una situazione particolare e vengono denominati elettroni di valenza, perché facilmente partecipano a legami con elettroni di altri atomi.
I LEGAMI CHIMICI
LEGAME COVALENTE

I legami chimici più comuni tra gli atomi costituenti le "molecole della vita" sono del tipo covalente: due atomi si legano cioè tra loro mettendo in comune una coppia di elettroni in un orbitale molecolare.

Naturalmente uno stesso atomo può formare più legami covalenti; nell' esempio sopra riportato i singoletti non ancora impegnati si legano con altri atomi o aggruppamenti che abbiano anche essi elettroni spagliati. Tutto ciò avviene di norma con il fine di raggiungere una configurazione particolarmente stabile che vede ogni atomo circondato da 8 elettroni (tutti gli atomi con l' ottetto completo).
L' idrogeno (simbolo H) ha Z= 1 e A=1 per cui è formato unicamente da un protone ed un elettrone.
L' idrogeno rappresenta una eccezione alla regola dell' ottetto in quanto raggiunge una configurazione stabile già con 2 elettroni e quindi può legarsi, ad esempio, ai due atomi di C sopra disegnati per formare la molecola dell' etano:
Gli elettroni impegnati nei legami covalenti si considerano appartenenti ad entrambi gli atomi impegnati in ciascun legame, per cui ogni atomo di C dispone di 8 elettroni ed ogni H dispone di due elettroni (che per questo atomo, in fatto di stabilità, valgono un ottetto).
Le coppie di elettroni si indicano più comunemente con dei segmenti di retta:
Per poter "costruire" la maggior parte delle molecole organiche che caratterizzano la materia vivente è quindi necessario conoscere le configurazioni di valenza degli atomi che le costituiscono.
Malgrado la complessità di molte molecole organiche, i principali atomi costituenti sono quelli di pochi elementi dei quali, di seguito, sono riportate le più comuni configurazioni degli elettroni di valenza:

Notare che degli 8 elettroni dell' Ossigeno, solo 6 sono "di valenza", così come dei 7 elettroni dell' Azoto solo 5 sono di valenza., mentre l'unico elettrone dello Idrogeno è "di valenza" (ricordare che per elettroni di valenza si intendono quelli che possono partecipare ai legami).
ELETTRONEGATIVITÀ
La elettronegatività di un atomo è una grandezza che esprime la forza con la quale esso tende a trattenere presso di sè le coppie elettroniche di legame, cioè gli elettroni impegnati nei legami covalenti.
Si può in pratica pensare che in un legame covalente, pur restando la coppia di legame un patrimonio comune ai due atomi partecipanti, l' atomo che, tra i due, ha la maggior elettronegatività addensa su di sè la carica negativa (è più coperto dagli elettroni di legame), mentre l'altro è meno coperto dagli elettroni di legame e quindi fa risentire di più la carica positiva del suo nucleo.
Un legame covalente quindi può essere:
omopolare: quando tra i due atomi partecipanti non vi è differenza di elettronegatività (es: legame tra due atomi uguali);
covalente polare: quando tra i due atomi partecipanti la differenza di elettronegatività (ge) è apprezzabile.
I valori di elettronegatività per gli atomi finora presentati sono riportati nella seguente tabella:
ATOMO
ELETTRONEGATIVITA'
H
2,1
C
2,5
N
3
O
3,5

Così un legame tra C ed H (Ce = 0,4) è poco polare, mentre un legame tra O e H ( e = 1,4) presenta una marcata polarità.
Gli atomi degli elementi sono ordinati in quella che viene chiamata Tavola periodica o Sistema periodico ( riportato in appendice). Il sistema periodico contiene moltissime informazioni; per ora lo useremo per leggervi i simboli ed i nomi degli elementi, i valori di Z, di A e di elettronegatività.
LEGAMI ETEROPOLARI (IONICI)
Quando Qe supera il valore di 1,9 si può pensare, con buona approssimazione, che la coppia di elettroni di legame si è trasferita sull'atomo più elettronegativo. L' atomo meno elettronegativo ha in pratica ceduto il suo singoletto all' atomo più elettronegativo così che il primo assume una carica positiva formale, il secondo una carica negativa formale. Si sono cioè formati due ioni di segno opposto ( le specie chimiche elettricamente cariche si dicono ioni) che naturalmente si attraggono e che possono anche restare uniti, non tanto in virtù dell' orbitale di legame, quanto dell' attrazione tra cariche di segno opposto.
Il legame tra due ioni di segno opposto (quelli dello stesso segno si respingono) prende il nome di legame eteropolare o più semplicemente di legame ionico.

Praticamente lo ione sodio carico positivamente, perché ha perso uno dei suoi elettroni di valenza, si attrae con la carica negativa portata dall'ossigeno di un aggruppamento qualsiasi.

I simboli I- e + indicano la diversa distribuzione della carica in un legame polare (ma la specie considerata nel suo insieme ha carica nulla). I segni - e + indicano invece cariche formali (il - indica un elettrone in più rispetto ai protoni presenti nel nucleo dell' atomo considerato, il + un elettrone in meno).
Va ricordato che, salvo taluni casi in cui interviene un particolare fenomeno chiamato risonanza, i singoletti non sono stabili come tali e quindi tendono a formare il maggior numero possibile di legami covalenti con i singoletti di altri atomi o aggruppamenti atomici.
SCISSIONE DI LEGAMI COVALENTI
Un legame covalente, nel corso di una reazione chimica, può rompersi (scissione) con due diverse modalità:
La scissione ionica, portando a delle specie relativamente stabili, è molto più comune di quella radicalica.
Come si è detto il numero atomico Z indica il numero di protoni, che in un atomo deve sempre essere uguale a quello degli elettroni per soddisfare l' elettroneutralità. Se un atomo perde elettroni, restando costante il numero dei protoni, la specie risultante è carica positivamente (ione positivo o catione) , se invece acquista elettroni si trasforma in uno ione negativo o anione.
LEGAME COVALENTE DONATORE ACCETTORE (DATIVO)
Esistono legami covalenti semplici, come quelli già descritti negli esempi della pagina precedente, nei quali ciascuno dei due atomi mette a disposizione un singoletto per il legame (partecipa al legame con un singoletto), ma esistono anche legami covalenti donatore - accettore, spesso chiamati legami dativi, nei quali un atomo mette a disposizione un doppietto (donatore), mentre l' altro si limita a condividerlo (accettore). Naturalmente il donatore deve disporre di un doppietto (come ad esempio l' Azoto o l' Ossigeno) e l' accettore di un orbitale vuoto.

SEMPLICI MOLECOLE COME MODELLI
Per meglio comprendere il legame in generale è meglio far riferimento a delle molecole comuni tenendo comunque presente che in un orbitale non possono esistere più di due elettroni (principio di esclusività di Pauli) e che, poiché la messa a comune di due elettroni comporta la sovrapposizione di due orbitali atomici per formare un orbitale di legame, le uniche combinazioni possibili sono:
a) singoletto - singoletto = un doppietto sull' orbitale di legame
(legame covalente semplice)
b) doppietto - vuoto = un doppietto sull' orbitale di legame.
(legame covalente dativo)
mentre sono escluse combinazioni del tipo:
a) singoletto - vuoto : non c'è legame
b) singoletto - doppietto : non c'è legame perché in un orbitale non
possono esserci più di due elettroni.
La composizione chimica, sia qualitativa che quantitativa, di una qualsiasi molecola, risulta dalle analisi chimiche.
METANO Formula grezza (o bruta) CH4
formato da un atomo di C con quattro singoletti e da quattro atomi di H con un singoletto ciascuno:

Notare come i quattro singoletti del carbonio risultino impegnati nei legami covalenti con il singoletto di ciascun atomo di idrogeno. E' evidente che per "saturare" un carbonio in questo caso occorrono quattro atomi di idrogeno.
ETANO formula bruta C2H6
ll caso dell' etano è già stato illustrato precedentemente (pag. 5). Notare come in questo caso sia presente un legame covalente omopolare tra i due carboni e come i rimanenti sei singoletti siano saturati con atomi di idrogeno (cioè formino legami covalenti con sei atomi di idrogeno).
ACQUA formula bruta H2O
Due atomi di idrogeno formano legami covalenti, ciascuno mediante il suo singoletto, con i due singoletti di un atomo di ossigeno:
Notare come l' atomo di ossigeno sia "circondato" da 8 elettroni e ciascun atomo di idrogeno da due, il che, solo relativamente all' idrogeno, assicura una buona stabilità.
Le coppie di elettroni attorno all' ossigeno della molecola di acqua sono organizzate in due coppie di legame e due doppietti liberi.
AMMONIACA formula bruta NH3
La molecola è formata da un atomo di azoto e tre atomi di idrogeno: i tre singoletti dell' atomo di azoto formano legami covalenti con il singoletto di ciascun atomo di idrogeno:
L' azoto soddisfa così l' ottetto e ciascun idrogeno può disporre di due elettroni. I doppietti liberi, come quelli dell ' acqua o dell' ammoniaca, possono essere utilizzati per formare legami covalenti dativi (donatore - accettore) con qualche specie chimica che disponga di un "orbitale vuoto"
IONE AMMONIO formula bruta NH4+
La coppia di elettroni libera dell' azoto dell' ammoniaca viene condivisa con lo ione idrogeno, cioè con un atomo di idrogeno privato del suo elettrone, formando un legame dativo che viene contrassegnato dal verso che si da alla coppia di legame per distinguere il donatore dall' accettore.
Considerando la reazione sopra riportata nel suo avvenire, si può notare come l'ammoniaca tenda, con il suo doppietto a legare a sè delle specie dove la carica positiva del nucleo prevale su quella degli elettroni (l'ammoniaca è un reagente nucleofilo) e d'altra parte lo ione idrogeno, che in pratica è un nucleo di idrogeno, cioè un protone, lega a sè l'ammoniaca che ha un doppietto disponibile (reagente elettrofilo).
Secondo una delle più diffuse definizioni di acido e di base (Lewis) i reagenti elettrofili sono acidi, quelli nucleofili sono basi. Così, nella formazione dello ione ammonio, l'H+ è un acido di Lewis, mentre l'NH3 è una base di Lewis.
IONE IDROSSONIO formula bruta H3O+
Si può considerare derivato dalla reazione tra una molecola d' acqua, che fa da base, ed uno ione idrogeno, che fa da acido:

Notare come in questo ed in precedenti casi a sinistra e a destra della freccia di reazione, che divide i reagenti dai prodotti, siano presenti lo stesso numero di atomi di ciascuna specie elementare e lo stesso numero di cariche elettriche. Questa condizione deve sempre essere rispettata (legge di conservazione della massa e della carica).
Durante la formazione dello ione idrossonio l'acqua è il reagente nucleofilo (e quindi agisce da base), mentre lo ione idrogeno è l' elettrofilo (e quindi agisce da acido). La carica elettrica è stata scritta vicino all' atomo di ossigeno, ma essa in realtà è distribuita su tutto lo ione. Inoltre nello ione idrossonio, come nello ione ammonio, una volta formati, non si può più distinguere quale, tra i vari legami covalenti, sia quello dativo.
IDROGENO MOLECOLARE formula bruta H2

In condizioni ambiente, sulla Terra, gli atomi di idrogeno si combinano due a due per formare molecole biatomiche molto più stabili degli atomi isolati:
La stabilità della molecola biatomica dell' idrogeno, si spiega ricordando che questo elemento è l' unico che, con due elettroni, si comporta come gli altri quando hanno l' ottetto completo.
Un modo più sintetico e più comune per riportare la reazione di formazione della molecola di idrogeno è:
ALTRE MOLECOLE BIATOMICHE
Anche altri elementi hanno molecole biatomiche; essi sono:
O2 Ossigeno molecolare
N2 Azoto molecolare
F2 Fluoro molecolare
Cl2 Cloro molecolare
Br2 Bromo molecolare
I2 Iodio molecolare
In breve hanno molecola biatomica l' idrogeno, l' ossigeno, l' azoto e gli alogeni (elementi del settimo gruppo della tavola periodica).
Se quindi si vuol indicare un atomo di ossigeno, la notazione esatta è O, ma se si vuol indicare la molecola dell' ossigeno è necessario scrivere O2.1
LE INTERAZIONI
Tra specie chimica e specie chimica (o tra gruppi appartenenti alla stessa specie chimica), agiscono delle forze sia di tipo repulsivo, che di tipo attrattivo. Queste ultime sono, per intensità, ben lontane dai legami propriamente detti, ma debbono essere prese in considerazione nella interpretazione di molti fenomeni.
Tra le principali ricordiamo:
a) Interazione ione - dipolo

Lo ione positivo (catione) e la parte e- del dipolo si attraggono reciprocamente.
Naturalmente per uno ione negativo l'orientamento del dipolo risulterebbe invertito.
A interazioni di questo tipo è dovuta la solubilità di composti tipo il comune sale da cucina (Sodio cloruro NaCl) , che è presente in acqua come ioni Na+ e ioni Cl- solvatati (la seguente figura riporta solo quattro molecole d'acqua di solvatazione per uno ione positivo; in realtà molte molecole d'acqua avvolgono ogni ione con una struttura "a riccio"):

b) Interazione dipolo - dipolo
I dipoli si attraggono tra loro in corrispondenza delle regioni dotate di cariche parziali opposte:
A interazioni di questo tipo è dovuta la solubilità di molecole polari in acqua.
c) Legami a idrogeno
Si tratta di una particolare interazione dipolo - dipolo che prevede la presenza di un atomo di idrogeno legato covalentemente con un atomo molto elettronegativo in genere Fluoro, Ossigeno o Azoto. In queste condizioni l'unico elettrone che l' idrogeno possiede partecipa al legame covalente ed è molto "spostato" verso l' atomo elettronegativo. Il nucleo dell' idrogeno risulta così notevolmente scoperto, fa risentire molto la sua carica positiva e quindi si attrae con la parte a- di altre molecole, dando luogo ad una interazione che è degna di essere segnata sulla carta con un tratteggio:
I legami ad idrogeno intervengono anche tra le molecole dell' acqua e ne spiegano, tra l'altro, il punto d'ebollizione (temperatura alla quale l'acqua bolle) relativamente alto (100 gradi).
LA MOLE
Nel sistema internazionale, l'unità di misura della quantità di sostanza è la mole (simbolo "mol") che corrisponde a 6,02 x 1023 molecole (o atomi, o ioni, o elettroni), cioè ad un numero di Avogadro di specie chimiche. Come si dice "una coppia d'uova" per indicare un insieme di due uova, o "una dozzina di fazzoletti" per indicare 12 fazzoletti, così si dice "una mole di molecole d'acqua" o più brevemente "una mole d'acqua" per indicare 6,02 x 1023 molecole d'acqua o "una mole di ioni sodio" per indicare 6,02 x 1023 ioni sodio. Avogadro dimostrò anche che in una quantità in grammi di una qualsiasi sostanza, pari alla sua massa molecolare è sempre contenuta una mole di quella sostanza; per cui, volendo ad esempio determinare la quantità in grammi di acqua corrispondente ad una mole di H2O si procederà come segue:
Dalla formula si osserva che una molecola d'acqua comprende due atomi di H (A = 1) ed un atomo di O (A = 16) per cui la sua massa risulta (1 x 2 + 16 ) pari a 18 U.M.A.: 18 grammi di acqua equivalgono quindi ad una mole di acqua, cioè a 6,02 x 1023 molecole di questa sostanza.
Allo stesso modo per il glucosio (C6H12O6) si osserva che ogni molecola è formata da sei atomi di C (A = 12), dodici atomi di H (A = 1) e da sei atomi di ossigeno (A = 16) e che pertanto la sua massa risulta ( 12 x 6 + 1 x 12 + 16 x 6) pari a 180 U.M.A. e che così 180 grammi di glucosio contengono 6,02 x 1023 molecole di questo zucchero, cioè equivalgono ad una mole.
Si può anche osservare che in 180 grammi di glucosio sono contenute lo stesso numero di molecole presenti in 18 grammi di acqua, perché in entrambi i casi ci si trova di fronte ad una mole di molecole.
L' ENERGIA
Per loro natura, sia le trasformazioni chimiche, che le trasformazioni fisiche prevedono variazioni d' energia.
L' energia può manifestarsi in varie forme ( termica, meccanica, radiante), ma si esprime in joule 2 (J), unità di misura che è in relazione al lavoro che essa è capace di compiere (equivalente meccanico del calore). Poiché spesso un Joule è un' unità troppo piccola si utilizza il KJ (chilojoule) pari a 1000 J .In biochimica si usa spesso, anche se impropriamente, la chilocaloria (Kcal).
Una Kcal viene definita come la quantità di calore che è necessaria per elevare di un grado (da 14,5 a 15,5 gradi centigradi) la temperatura di 1 Kg di acqua distillata. Comunque si tenga presente che :

1 Kcal = 4,1840 KJoule
SPONTANEITA' DELLE REAZIONI

Si è visto che alcune molecole sono biatomiche, perché sono più stabili
dei rispettivi atomi isolati.
Quando, ad esempio, due atomi di idrogeno si scontrano, hanno una grande tendenza a restare uniti e quindi a legarsi, perché l'energia del sistema reagenti, che viene espressa da una funzione di stato chiamata entalpia (simbolo H, unità di misura KJ x mol -1) dei reagenti, è maggiore di quella del sistema prodotti.

La differenza di entalpia tra prodotti e reagenti viene definita eH:

Quando, come nel caso riportato in figura, l' entalpia dei prodotti è minore di quella dei reagenti, con lo svolgersi della reazione, viene ceduta energia all' ambiente. Si dice allora che la trasformazione è esoergonica ed il H risulta negativo. Poiché si è soliti esprimere la energia liberata come calore, il termine esoergonica è sinonimo di esotermica. Al contrario se l'entalpia dei prodotti è maggiore di quella dei reagenti la reazione è endoergonica (o endotermica) e il suo))H è positivo. Considerando la sola variazione di entalpia, che più di tutte influenza la termodinamica delle reazioni biologiche, si dice che le reazioni esoergoniche (con cH negativo) hanno tendenza ad essere spontanee, contrariamente a quelle endoergoniche (cH positivo).
Non bisogna equivocare sul termine "spontaneo" che non significa che la reazione avvenga senza intervento alcuno dall'esterno.
Il gas metano, che, combinandosi con l' ossigeno dell' aria, brucia sul fornello, dà certamente luogo ad una reazione esotermica. Tuttavia non è sufficiente aprire il rubinetto perché la combustione avvenga 3. Occorre infatti accendere un fiammifero o far scoccare una scintilla. Con l'energia fornita da uno di questi inneschi, la reazione di combustione viene attivata per poi proseguire fin tanto che qualcuno non chiuda il rubinetto, sottraendo alla reazione uno dei reagenti (il metano).
Osservando la figura della pagina precedente, si nota che l'energia del sistema reagenti va inizialmente innalzata fino ad una soglia chiamata "energia della stato di transizione" che corrisponde al massimo contenuto energetico del sistema durante la reazione.
L'energia che bisogna fornire ai reagenti perché raggiungano lo stato di transizione prende il nome di energia di attivazione. Nei processi esoergonici questa energia viene integralmente restituita nel proseguo della reazione.
Una reazione è spontanea se l' energia liberata, corrispondente al UH, è sufficiente a fornire l'energia di attivazione per far reagire altre molecole degli stessi reagenti. Nelle reazioni endoergoniche l'energia ceduta dal sistema (quantificata dal cH) è minore dell'energia di attivazione necessaria e quindi occorre fornire continuamente energia dall' esterno. La spontaneità di una reazione è influenzata anche da una seconda funzione di stato, l'entropia, che descrive il disordine di un sistema.
L'entropia (simbolo S, unità di misura KJ x mol-1 x gradi-1), in un sistema che non possa scambiare energia con l'esterno, tende sempre ad aumentare. Pertanto si può concludere che una reazione che comporti l'aumento del disordine ha tendenza ad essere spontanea. Considerando (con gli stessi criteri adottati per il pH) la variazione di entropia HS, si arriva alla conclusione che un sS positivo indica la tendenza di un processo ad essere spontaneo. Considerando solo il .S si sarebbe portati a concludere che ogni cambiamento di stato nel senso solido - liquido - aereiforme debba essere spontaneo (non spontaneo nel senso inverso).
Infatti in un solido gli atomi, le molecole, o gli ioni che lo formano sono ordinati in un reticolo cristallino, in un liquido, pur non essendoci reticolo, hanno una forte coesione, ma possono scorrere gli uni sugli altri, mentre in un aereiforme è come se ogni specie chimica esistesse per suo conto e, almeno idealmente, non interferisca con le altre realizzando il massimo del disordine.
Non sempre, nello stesso processo, la variazione di entalpia e quella di entropia agiscono nella stessa direzione; esistono ad esempio, anche se il caso non è comune, processi conttH negativo, che non sono spontanei. Per tale motivo è stata creata una funzione che tiene conto sia dell' entalpia, che dell'entropia di un processo. Tale funzione, introdotta da Gibbs è così definita:
G = H - T x S
dove G è la funzione di Gibbs, T la temperatura espressa in gradi Kelwin ( T=273+t), H l'entalpia e S l'entropia.
In termini di variazione si ha:
IG = GH - T x HS
SG ( variazione dell'energia libera di Gibbs) descrive finalmente con completezza i termini energetici di un processo chimico: se è negativa quest'ultimo è certamente spontaneo, se è positiva non lo è.
Gli organismi viventi sono caratterizzati dall' avere un metabolismo, cioè in essi avvengono un gran numero di reazioni concatenate e altamente integrate tra loro.
Prendendo in considerazione il PG di una catena di reazioni, calcolato facendo la differenza tra le energie libere di Gibbs dei prodotti finali e quella dei reagenti iniziali, si verifica che essa è uguale alla somma algebrica dei iG delle singole reazioni intermedie.
E' comunque evidente che, affinché un organismo possa essere tale, l'energia prodotta dai processi esoergonici deve essere sensibilmente superiore a quella teoricamente necessaria per i processi endoergonici. Infatti nessuna macchina termica ha un rendimento unitario, cioè riesce a trasformare in lavoro tutta l' energia impegnata.
ENERGIA CINETICA, PRESSIONE E TEMPERATURA
Le molecole dei corpi sono in continuo movimento a causa dell'energia cinetica di cui sono dotate. L'energia cinetica delle molecole di una sostanza pura è espressa dalla relazione:
Ec = 1/2 m v2
dove Ec è l'energia cinetica, m la massa di ogni molecola, v la sua velocità.
In realtà non tutte le molecole di un corpo hanno la stessa velocità, e quindi si fa riferimento alla loro velocità media, per cui anche la Ec va intesa come energia cinetica media. La Ec aumenta all'aumentare della quantità di calore che il corpo possiede. Il calore è una forma di energia.
La pressione è la forza che un fluido (liquido o gas) esercita sulle pareti del recipiente che lo contiene. Per pressione atmosferica si intende la forza (misurata in Newton) che l'atmosfera terrestre esercita su un metro quadrato di superficie. Si definisce pressione standard quella di 1,0133 bar. Un bar equivale ad una pressione di 105 Newton / m2.
In genere si usa il millibar pari a 10-3 bar. Si ha anche l'abitudine di esprimere la pressione in Atmosfere; la pressione standard risulta in tal caso di 1 Atmosfera pari a 760 mm di Hg e, naturalmente a 1,0133 bar.

1 Atm = 760 mm Hg = 1,0133 bar = 1013,3 mbar
La temperatura è una misura della quantità di calore di un corpo e usualmente viene espressa in gradi centigradi. Convenzionalmente si assume come 0 la temperatura del ghiaccio che sta fondendo in condizioni standard di pressione e come 100 la temperatura dei vapori dell' H2O che bolle, sempre a pressione standard. La centesima parte dell'intervallo tra le due situazioni corrisponde ad un grado. Conviene comunque esprimere sempre la temperatura in gradi Kelvin, temperatura assoluta, assumendo come 0 (zero assoluto) quello stato teorico nel quale le molecole di un corpo, essendo prive di energia cinetica, sono ferme. Lo zero assoluto non si può raggiungere, ma ci si può avvicinare molto ad esso, che è posto molto vicino a 273,16 gradi al di sotto dello zero centigrado. Notare che mentre la scala centigrada ammette anche valori negativi (fino al limite di -273,16 gradi), la scala Kelvin ammette solo valori maggiori di zero. La relazione che lega temperatura centigrada (t) e temperatura assoluta (T) è :
T = 273,16 + t
LE REAZIONI CHIMICHE
Il segno che simboleggia una trasformazione chimica è una freccia (freccia di reazione) da un lato della quale si scrivono i reagenti, dall'altro (quello recante il verso) i prodotti.
ad esempio:
Almeno in teoria, tutte le reazioni sono reversibili per cui gli appellativi reagenti e prodotti, e quindi anche il verso della freccia, si assegnano in base alla trasformazione che si vuol considerare.
Ad esempio nella reazione, molto violenta, che avviene tra l'idrogeno e l'ossigeno con formazione di acqua la reazione, senza tener conto dei termini energetici, può essere scritta:
che rappresenta come ogni 2 molecole di idrogeno reagiscono con 1 molecola di ossigeno per dare 2 molecole di acqua.
I numeri 2, 1 e 2 (1 viene sempre sottinteso) sono i coefficienti stechiometrici della reazione e ne descrivono i termini quantitativi.
LA VELOCITA' DELLE REAZIONI
La velocità di una reazione dipende in primo luogo dalla natura dei reagenti, cioè dalla affinità che essi hanno l'uno per l'altro. Affinché due specie chimiche possano reagire tra loro occorre prima di tutto che le particelle dell' una possano urtarsi con quelle dell' altra; tra tutte le particelle che si urtano però alcune rimbalzano semplicemente, altre, che hanno una velocità superiore ad una certa soglia, portano alla formazione dei prodotti. Questi ultimi urti sono quindi produttivi ai fini della reazione.
Il numero degli urti produttivi è proporzionale al numero degli urti totali, che a sua volta aumenta con l'aumentare dell' energia cinetica media e quindi con la temperatura.
Il numero degli urti produttivi è poi tanto più grande quanto più numerose sono le particelle dei reagenti contenute in un certo volume, cioè, nel caso più classico, che è quello delle cinetiche del secondo ordine, è proporzionale alla concentrazione di entrambi i reagenti.
Considerando la reazione tipo:
dove a,b,c,d sono i coefficienti stechiometrici della reazione, quanto sopra detto viene sinteticamente espresso dalla relazione:
v = K [A]a [B]b
dove v è la velocità della reazione, K è una costante che tiene conto della affinità tra i reagenti e della temperatura (è costante per ogni reazione a temperatura costante) ed i termini tra parentesi quadrate indicano le concentrazioni dei reagenti espresse in mol x L-1 (moli di reagente presenti in un litro).
Ad esempio la legge cinetica per la sintesi dell' acqua dagli elementi è espressa dalla seguente relazione:
v = K [H2]2 [O2]
dalla quale si osserva come la velocità di questa reazione aumenti o diminuisca, in funzione del quadrato, al variare della concentrazione dell'idrogeno e linearmente, al variare della concentrazione dell' ossigeno.

L' EQUILIBRIO CHIMICO
Tutte le reazioni procedono, almeno in linea teorica, nei due sensi e quindi si ottiene sempre un miscuglio delle sostanze che vi prendono parte. La composizione quantitativa di questo miscuglio all' inizio della reazione varia per un certo tempo, poi, purché si mantengano costanti le condizioni (temperatura e pressione), non cambia più. Si è raggiunta una situazione di equilibrio. Questo equilibrio è dinamico, cioè le reazioni diretta ed inversa continuano a procedere, ma con uguale velocità.
Con riferimento alla reazione generica:
..
all'equilibrio, per definizione si ha:
v1 = v2

La espressione cinetica della velocità per la reazione diretta è:
v1 = K1 [A]a [B]b
per quella inversa:
v2 = K2 [C]c [D]d
quindi, per la proprietà transitiva si ha:
K1 [A]a [B]b = K2 [C]c [D]d
isolando le costanti al primo termine:
K1 [C]c [D]d

K2 [A]a [B]b
e poiché il rapporto tra due costanti è a sua volta una costante si ha :
K1 / K2 = Kc
e quindi:
[C]c [D]d
Kc =
[A]a [B]b
che rappresenta la formulazione più sintetica della legge di Guldberg o legge della azione di massa, o più semplicemente legge delle masse (espressa in funzione delle concentrazioni molari):
In un sistema in equilibrio, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni delle specie ottenute ed il prodotto delle concentrazioni delle specie poste a reagire, ciascuna elevata al rispettivo coefficiente stechiometrico, è costante a temperatura costante.
Dalla legge delle masse si deduce, ad esempio che una aggiunta di A e/o di B comporta un aumento del denominatore; poiché Kc deve rimanere costante, il sistema tenderà a ristabilire l' equilibrio, consumando A e B e formando C e D fino a soddisfare nuovamente il valore della costante.
Con analoghi ragionamenti si perviene ai risultati riportati in tabella:
A
B
C
D
SI SPOSTA
+
a destra
+
+
a destra
+
a destra
-
a sinistra
-
-
a sinistra
-
a sinistra
+
a sinistra
+
a sinistra
+
+
a sinistra
-
a destra
-
-
a destra
-
a destra

Il segno + indica aggiunta della specie, il segno - allontanamento della specie dal sistema in equilibrio.
Questi comportamenti sono in accordo con il più generale principio dell' equilibrio mobile di Le Chatelier che dice:
Un sistema in equilibrio reagisce ad una qualsiasi azione perturbatrice tendente ad alterarlo, spostandosi nella direzione utile a ripristinarlo.
GLI ELETTROLITI
L' acqua distillata (H2O) è un pessimo conduttore di corrente. Certe soluti però conferiscono alle soluzioni acquose, di cui sono parte, la proprietà di condurre la corrente. Questi soluti vengono definiti elettroliti e la conducibilità elettrica delle loro soluzioni è dovuta al fatto che in acqua sono presenti, del tutto (elettroliti forti) o in parte (elettroliti deboli), come ioni dissociati. Gli acidi, le basi ed i sali sono degli elettroliti forti o deboli. Così, ad esempio, in una soluzione acquosa di FeCl3 (Ferro tricloruro), che in acqua si dissocia completamente (o quasi) secondo la reazione:
FeCl3 Fe3+ + 3 Cl -
non sono praticamente presenti quantità significative di ferro tricloruro allo stato molecolare, ma soltanto ioni Fe3+ e ioni Cl- che, essendo mobili in soluzione, sono i responsabili della conducibilità elettrica della soluzione stessa.4
La conducibilità elettrica di una soluzione acquosa a una data temperatura dipende in gran parte dalla concentrazione degli ioni presenti, dalla loro carica e dalla loro mobilità. Pertanto, la soluzione di un dato elettrolita, ad una certa temperatura, ha una conducibilità elettrica che, entro certi limiti, è proporzionale alla concentrazione degli ioni presenti.
A parità di moli di elettrolita disciolte in un determinato volume di soluzione risulta pertanto maggiore la conducibilità dell' elettrolita più forte (che è quello che mette in soluzione il maggior numero di ioni).
Un acido è forte quando si comporta da elettrolita forte, cioè quando in soluzione acquosa lo si può considerare completamente dissociato secondo la reazione:
HA + H2O A- + H3O+
Si noti che gli ioni H+ non esistono liberi in soluzione acquosa, ma vengono legati con un legame dativo da un uguale numero di molecole di acqua. Bronsted suggerì di considerare acide tutte le specie chimiche capaci di cedere ioni H+ (protoni) alle basi, che sono quelle specie capaci di accettarli. Da questo punto di vista HA è un acido, perché cede ioni H+ all'acqua (che fa da base).
Se l'acido HA è forte, la sua dissociazione va indicata come alla reazione precedente; se è debole, cioè se non lo si può considerare dissociato al 100%, si deve prendere in esame il seguente equilibrio:
HA + H2O H3O+ + A-
Per le basi valgono le stesse considerazioni: ad esempio, nella dissociazione di NaOH (Sodio idrossido), che, come tutti gli idrossidi degli elementi del primo gruppo del sistema periodico, è una base forte, si ha:
NaOH Na+ + OH-
In realtà la base è lo ione OH- in quanto strappa via protoni all'acqua secondo la reazione:
OH- + H2O H2O + OH-
questa reazione non porta però ad alcun cambiamento nella concentrazione degli ioni OH- (ossidrile) in soluzione, che numericamente restano quelli forniti dalla reazione di dissociazione dell' idrossido.
IL PRODOTTO IONICO DELL' ACQUA
Nei due esempi di dissociazione riportati sopra si può notare che, in presenza di un acido, l'acqua fa da base, cioè accetta ioni H+, mentre in presenza di una base essa fa da acido, fornendo ioni H+. In realtà, esistono coppie acido - base e convenzionalmente viene chiamata semplicemente acido una specie che fa da acido rispetto all' acqua, base una sostanza che fa da base rispetto all' acqua.
Anche l'acqua distillata, sia pur in minima parte, conduce la corrente elettrica; ciò significa che essa contiene una piccola quantità di ioni.
Esiste evidentemente un equilibrio acido - base tra un certo numero di molecole d'acqua che cedono protoni ad un uguale numero di molecole che li accettano:
H2O + H2O H3O+ + OH-
Questo equilibrio è molto spostato a sinistra, poiché nell'acqua sono pochissimi gli ioni presenti, tantoché essa è un pessimo conduttore di corrente.
Applicando la legge delle masse si ha:
[H3O+] [OH-] / [H2O]2 = Kc

Il valore di Kc di questo equilibrio, sperimentalmente determinato risulta, a 298 Kelvin, 3,2 x 10-18 in accordo con il fatto che l' acqua, come elettrolita, è debolissimo.
Per questo motivo il valore della concentrazione molare (mol x L-1) di H2O praticamente non cambia con la dissociazione, essendo trascurabile la frazione che si dissocia rispetto a quella che non si dissocia.
Il valore di [H2O] si può calcolare:
MM(H2O) = 18 ; Un litro di acqua a 298 K pesa circa 1000 grammi, per cui si ha:
[H2O] = mol x L-1 = 1000 / 18 = 55,6
Le molecole di acqua indissociata presenti in ogni litro risultano quindi 55,6 e poiché tale valore resta praticamente costante, può essere inglobato nella costante di equilibrio:
[H3O+] [OH-] = Kc x [H2O]2 = 3,2 x 10-18 x 55,62
da cui risulta:
[H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 = Kw
La costante Kw viene denominata costante del prodotto ionico dell'acqua.
ACIDITA' DELLE SOLUZIONI ACQUOSE
In acqua distillata (acqua pura, che praticamente non contiene sali disciolti) si ha:
[H3O+] = [OH-] condizione di neutralità
e quindi :
[H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7
Considerando le soluzioni acquose, esse sono neutre se questa uguaglianza sussiste, altrimenti si ha:
[H3O+] > [OH-] condizione di acidità
oppure:

[OH-] > [H3O+] condizione di basicità
comunque le due concentrazioni debbono essere tali da soddisfare sempre il valore della costante secondo la relazione:

[H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 = Kw
per cui se:
[H3O+] = 1 x 10-5
allora risulta:
[OH-] = 1 x 10-14 / 1 x 10-5 = 1 x 10-9
Per un uso più diretto della notazione esponenziale è stata definita la seguente funzione:
p(X) = - log10X
per cui in ogni caso si ha:
p[H3O+] + p[OH-] = pKw
e quindi in acqua pura:
p[H3O+] = p[OH-] = 7
o, più sinteticamente:
pH = pOH = 7 condizione di neutralità
e, nel caso della soluzione dell'esempio, con [H3O+] = 1 x 10-5, si ha:
pH = - log [H3O+] = 5 5
ed il suo pOH risulta:
pOH = 14 - 5 = 9.
In pratica la scala dei pH ci consente di indicare sinteticamente la acidità di una soluzione acquosa, tenendo conto che pH = 7 indica neutralità, che l'acidità aumenta al diminuire del pH e che la basicità aumenta con il pH.

Il pH di una soluzione può essere calcolato con una buona approssimazione quando sia nota la concentrazione e la natura delle specie in soluzione, ma, meglio ancora, può essere misurato mediante un apparecchio chiamato pHmetro.
Quando si aggiunge ad una soluzione un acido, il suo pH diminuisce, mentre quando vi si aggiunge una base, aumenta.
Negli organismi è essenziale che il pH resti contenuto entro certi limiti; ad esempio il pH del sangue è compreso tra 7,2 e 7,4. Già a pH = 7 si avrebbe una grave acidosi.
Per assicurare la omeostasi del pH gli organismi si avvalgono dei sistemi tampone, cioè della presenza in soluzione di particolari miscele di specie chimiche che hanno la proprietà di contenere entro limiti accettabili le variazioni di pH, anche dopo l'aggiunta di quantità discrete di acidi o basi.
LE PIU' IMPORTANTI SERIE DI COMPOSTI ORGANICI
GLI IDROCARBURI
Si definiscono idrocarburi quei composti formati esclusivamente da carbonio (C) e idrogeno (H).
ALCANI
In assenza di legami multipli tra atomi di carbonio, gli idrocarburi si definiscono saturi e, secondo la IUPAC prendono il nome di alcani. Tutti gli alcani terminano in -ano.
Negli alcani tutti gli atomi di C hanno una geometria tetraedrica, con angoli di 109° e 28'
I primi termini della serie hanno nomi di fantasia:

Nella molecola del propano si noti che i tre atomi di carbonio non sono equivalenti, ma quello centrale è legato con due altri atomi di C (carbonio secondario), mentre gli altri due sono legati direttamente solo ad un atomo di C (carboni primari).
I due atomi di carbonio primari sono equivalenti e quindi i radicali da essi ottenibili sono uguali tra loro, ma sono diversi dal radicale che si ottiene dal carbonio secondario. Così esistono due radicali del propano isomeri 6 tra loro:
Essi prendono rispettivamente i nomi di normal propile (o semplicemente propile, quello lineare ) e isopropile .
Per una rappresentazione massimamente sintetica delle catene carboniose degli idrocarburi, si utilizzano delle linee spezzate e, agli estremi dei segmenti che le compongono, si sottintendono gli atomi di C con tanti idrogeni quanti ne occorrono per saturarli:
Esiste anche un altra possibilità di disposizione di quattro atomi di C secondo lo schema:
Si noti come nella molecola dell' isobutano sia presente anche un atomo di C terziario.
In ogni caso la formula bruta di un alcano è data da: CnH2n+2
Dal butano e dall'isobutano si possono ottenere ben quattro radicali diversi:

Tali radicali sono tra loro isomeri, poiché rispondono tutti alla formula bruta C4H7.
Maggiore è il numero degli atomi di C che compongono lo scheletro di un idrocarburo, più grande è il numero degli isomeri possibili. Ciò rende necessario stabilire delle regole di nomenclatura.
Già nel caso del pentano, C5H12 , gli isomeri possibili sono tre:

corrispondenti alle formule di proiezione:
Si noti che la prima forma presenta una struttura piuttosto lineare (senza ramificazioni). A tale forma la IUPAC assegna il nome di normal pentano (n.pentano) o semplicemente pentano.
Negli altri casi si numera la catena carboniosa più lunga a partire dall' estremità più prossima alla prima ramificazione (in modo tale da poter poi utilizzare i numeri più bassi):
e si fa derivare il composto dall' alcano che ha un numero di C corrispondenti.
Così la forma a sinistra viene considerata come un derivato del butano che abbia sostituito un atomo di H (quello sul C 2) con un metile (CH3) e quindi assume il nome di 2-metilbutano.
La forma di destra presenta una catena lineare che, comunque la si conti, è sempre formata da tre atomi di C. Così essa viene considerata come un derivato del propano che abbia sostituito due atomi di H (quelli sul C 2) con due radicali metile e quindi assume il nome di 2,2-dimetilpropano. Quest'ultimo composto viene comunemente denominato neopentano.
Nel caso dell' ottano (C8H18) si possono individuare le seguenti strutture isomere:

La comune benzina è una miscela di eptani e ottani isomeri. L'isomero che ha il maggior potere antidetonante è il 2,2,4-trimetilpentano ed è quello che viene scelto come indice per il così detto numero di ottani. In pratica, una benzina a 99 ottani si comporta, in fatto di potere antidetonante, come se fosse composta per il 99% da 2,2,4-trimetilpentano.
Per aumentare il potere antidetonante di una benzina, si usa aggiungere degli additivi quali il piombo tetraetile, molto dannoso per la salute umana e altamente inquinante.
Di seguito sono riportati altri due esempi di strutture con i relativi nomi IUPAC e con le dovute notazioni a chiarimento delle regole principali.
Data la struttura:

Si noti come essa corrisponda alla formula di proiezione:

Nell' individuare la catena carboniosa più lunga occorre fare molta attenzione. Non bisogna lasciarsi ingannare dal modo in cui è stata scritta la formula di proiezione. Attorno ad ogni legame carbonio - carbonio c'è infatti una notevole libertà di rotazione e quindi una molecola può presentarsi con infinite conformazioni (isomeria conformazionale) tutte diverse tra loro, ma che nella realtà si trasformano continuamente le une nelle altre7.

Gli isomeri conformazionali o conformeri non possono pertanto essere separati come è possibile per gli isomeri configurazionali. Nell' esempio appena fatto si sarebbe potuto scegliere come punto di inizio della catena più lunga uno qualsiasi dei tre radicali che sostituiscono il carbonio quaternario.
Le tre strutture:

Le frecce curve rappresentano le rotazioni effettuate attorno ad alcuni legami, tra le tante possibili.
Le tre strutture rappresentano comunque altrettante conformazioni del 4-etilottano.
N.B.
1. Gli isomeri configurazionali (es: butano ed isobutano) sono composti diversi a tutti gli effetti, che non possono trasformarsi uno nell' altro senza che si aprano legami e se ne formino di nuovi. Pertanto sono separabili.
2. Gli isomeri conformazionali si trasformano in continuazione uno negli altri per semplice rotazione attorno ai legami carbonio - carbonio e quindi non sono separabili.
ALCHENI
Gli alcheni sono idrocarburi insaturi caratterizzati dalla presenza del doppio legame carbonio - carbonio:

I due legami che costituiscono il doppio legame non sono uguali: uno di essi, quello marcato in scuro nel seguente modello, è un legame del tutto simile a quello che lega gli atomi di carbonio nelle catene degli alcani; è molto stabile e prende il nome di legame ee(leggi sigma).
Al secondo legame, che si definisce del tipo AA(leggi pi-greco), contribuiscono due orbitali con gli assi disposti parallelamente (indicati in figura con le frecce). Si ha quindi una sovrapposizione più faticosa che rende questo legame molto meno stabile di un legame e quindi molto più reattivo.

Gli atomi di carbonio impegnati nel doppio legame hanno una geometria triangolare con angoli di 180°.
La presenza di un legame L conferisce quindi ad un idrocarburo una reattività elevata, specie se paragonata con quella di un alcano. Il legame ha tendenza ad aprirsi per dar luogo a composti di addizione nei quali tutti i legami sono di tipo a. Il seguente schema riporta, a titolo di esempio, l'addizione di idrogeno bromuro (acido bromidrico) ad un doppio legame carbonio - carbonio:
Gli alcheni prendono lo stesso nome dell' alcano corrispondente, ma cambiano il suffisso in -ene:

Il numero 1 davanti al nome butene indica che il doppio legame si trova tra gli atomi 1 e 2 della catena carboniosa.
Il 2-butene esiste in due forme isomere che differiscono tra loro in quanto attorno al doppio legame non c'è libertà di rotazione come attorno ad un legame singolo e pertanto i due metili terminali (o, in altre strutture, qualsiasi altro gruppo in analoga situazione) possono restar bloccati o su semipiani opposti (forma trans), o sullo stesso semipiano (forma cis). 8
Di seguito vengono riportati altri esempi di strutture recanti doppi legami ed i rispettivi nomi IUPAC:
ALCHINI
Gli alchini sono idrocarburi insaturi caratterizzati dalla presenza del triplo legame carbonio - carbonio. L' unico di interesse è l'etino, comunemente noto con il nome di acetilene9:
Il triplo legame carbonio-carbonio è formato da un legame di tipo I e da due legami di tipo g. Anche esso quindi è dotato di notevole reattività e dà facilmente reazioni di addizione.
I CICLANI
Sono idrocarburi saturi a struttura ciclica:
Essendo alcani, tutti gli atomi di C hanno una geometria tetraedrica con angoli, tra legame e legame, di 109° e 28':
Il ciclopropano quindi presenta una forte tensione, perché l' anello a tre termini prevede angoli di 60°. Questa molecola è infatti instabile. Anche il ciclobutano, la struttura del quale prevederebbe deformazione degli angoli fino al valore di 90°, è instabile, anche se, naturalmente, meno del ciclopropano.
Il ciclopentano, il cicloesano, il cicloeptano ecc. sono invece stabili, perché le loro molecole possono assumere nello spazio forme non planari, soddisfacendo in pieno l' angolo tetraedrico di 109° 28'.
Ad esempio, per il cicloesano si ha che la conformazione più stabile, in quanto assicura la massima distanza tra gli atomi di H, è quella così detta a sedia:

Ogni carbonio porta due idrogeni, che in questa conformazione sono uno assiale, l'altro equatoriale; esiste poi un piano mediano orizzontale, che passa per quattro atomi di carbonio, che determina due semispazi, uno superiore, indicato con m, l'altro inferiore, indicato con ,:
IDROCARBURI AROMATICI
Gli idrocarburi di interesse che appartengono a questo gruppo sono tutti derivati del Benzene.
Il Benzene corrisponde ad un cicloesatriene ed ha proprietà del tutto particolari, dovute al fatto che i suoi tre legami t sono delocalizzati su tutti e sei gli atomi di C:
Al contrario di quanto avviene per l' anello del cicloesano, l'anello del benzene è planare, poiché la geometria degli atomi di C, tutti impegnati nei doppi legami non è tetraedrica, ma triangolare.
La risonanza conferisce all' anello benzenico una relativa stabilità e i suoi legami LLnon danno con facilità reazioni di addizione (come fanno quelli dei comuni alcheni), ma, quando vengono attaccati da acidi di Lewis molto forti, cioè da potenti elettrofili, danno reazioni di sostituzione elettrofila10 secondo lo schema:
Il benzene, i suoi derivati e comunque altre specie che, pur avendo doppi legami carbonio - carbonio, preferiscono la sostituzione alla addizione, vengono considerati composti aromatici.
Un anello benzenico può portare uno o più radicali sostituenti, come indicato nei seguenti esempi:
I prefissi orto- , meta- e para- trovano comune impiego per indicare posizioni reciproche di due sostituenti in un anello benzenico simili a quelle riportate per lo xilene.
Il radicale del benzene prende il nome di FENILE e corrisponde alla formula bruta C6H5 ed alla struttura:

Il fenile è il più semplice dei radicali aromatici o arili.
AMMINE
Si possono considerare come derivati dell' ammoniaca dove uno, due, o tutti e tre gli atomi di idrogeno siano stati sostituiti con dei radicali alchilici (si indicano con R) o arilici (si indicano con Ar). E' sufficiente la presenza anche di un solo arile, perché l'ammina venga classificata come ammina aromatica.

La presenza della coppia di elettroni sull' atomo di azoto, conferisce alle ammine proprietà basiche (sono dei reagenti nucleofili).
I seguenti esempi chiariscono da soli la nomenclatura delle ammine:
Ammine primarie:
Ammine secondarie:
Ammine terziarie:
ALCOLI
Sono composti in cui un radicale alchilico è legato ad un gruppo OH (ossidrile o funzione alcoolica), secondo la formula generale:
R - OH
Il carbonio del radicale, al quale è legata la funzione alcoolica (il gruppo OH), può essere primario, secondario o terziario; rispettivamente si hanno alcoli primari, secondari o terziari.
La IUPAC stabilisce che gli alcoli prendano lo stesso tema dell' idrocarburo dal quale derivano seguito dal suffisso -OLO
Di seguito vengono riportate varie strutture di alcoli allo scopo di chiarire le regole di nomenclatura:

Si noti che il gruppo alcoolico secondario può essere considerato nel suo insieme come carbinolo.
FENOLI
Quando la funzione alcoolica è unita direttamente ad un fenile (radicale del benzene) si hanno composti con proprietà diverse da quelle dei comuni alcoli, chiamati fenoli. I fenoli sono più acidi dell' acqua ed è per questo motivo che il più semplice tra essi, per la IUPAC il fenolo, viene comunemente chiamato acido fenico:
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
Una reazione si dice di ossidoriduzione quando vi è uno scambio di elettroni tra un reagente che si ossida (fa da riducente nei confronti dell' altro), cedendo elettroni ad un reagente che si riduce (fa da ossidante nei confronti dell' altro), che li acquista.
La specie che si ossida cede elettroni a quella che si riduce.
Nelle reazioni biochimiche il trasferimento di elettroni coincide spesso con un trasferimento di atomi di idrogeno dalla specie che si ossida a quella che si riduce; in biochimica quindi si può affermare che molto spesso:
La specie che si ossida cede atomi di H a quella che si riduce.
REATTIVITA' DEGLI ALCOLI
Gli alcoli danno numerosissime reazioni; si può dire che, tra le sostanze organiche utilizzate per le sintesi chimiche di laboratorio, sono tra quelle più versatili.
In questa sede ci si limiterà a prendere atto del comportamento degli alcoli alla ossidazione, che è diverso a seconda che l'alcol che viene ossidato sia primario o secondario (gli alcoli terziari non danno prodotti di ossidazione). Premesso che tutti gli alcol possono subire la combustione con distruzione delle loro catene carboniose fino a biossido di carbonio ( CO2) ed acqua, nel seguente schema vengono illustrate le relazioni tra alcoli primari ed i loro prodotti di ossidazione:
Similmente, per gli alcoli secondari si ha:
Si ribadisce che gli alcoli terziari possono subire la combustione, ma non danno altri prodotti di ossidazione.
Aldeidi, chetoni ed acidi rappresentano altrettanti gruppi di sostanze delle quali occorre conoscere le regole di nomenclatura.
ALDEIDI, CHETONI E ACIDI CARBOSSILICI
Le aldeidi ed i chetoni prendono il nome di composti carbonilici, poichè entrambi presentano il gruppo carbonile:
Gli acidi carbossilici sono così detti perché presentano il gruppo carbossile:

Per la nomenclatura dei chetoni si è soliti elencare i due radicali sostituenti seguiti dalla parola chetone, oppure semplicemente il suffisso -one sta ad indicare una funzione chetonica in un punto di una catena carboniosa che, se necessario, deve essere specificato:
N.B. I suffissi -ONE (per la funzione chetonica) ed -OLO (per quella alcolica) possono essere impiegati anche in composti polifunzionali come nel seguente esempio:
Esistono anche chetoni aromatici del tipo:
Un chetone del tutto particolare è il chinone, che spesso si trova in equilibrio ossidoriduttivo con l' idrochinone:
Le aldeidi, secondo la IUPAC, prendono il suffisso -ale, gli acidi -oico:
I nomi comuni di questi composti sono molto usati e la IUPAC stessa ne tollera l'impiego.
Di seguito sono riportate altre aldeidi ed altri chetoni scritti in forma ancor più sintetica:
CH3CH2CHO propanale o aldeide propionica
CH3CH2COOH acido propanoico o propionico
CH3(CH2)2CHO butanale o aldeide butirrica
CH3(CH2)2COOH acido butanoico o butirrico
CH3(CH2)3CHO pentanale o aldeide valerianica
CH3(CH2)3COOH acido pentanoico o valerianico
Per omolisi del legame carbonio - ossidrile di un gruppo carbossile si ottiene il radicale dell' acido:
I più comuni radicali degli acidi sono:
Notare come il formile corrisponda di fatto alla funzione aldeidica e ciò torna utile nella nomenclatura di certe aldeidi superiori:
Per quanto riguarda i composti aromatici si osservi la seguente tavola:

N.B. A volte si può fare confusione con i nomi di certi radicali quindi fare attenzione a quelli qui di seguito riportati:

GLI ACIDI GRASSI
Sono degli acidi carbossilici a lunga catena carboniosa. Si dicono grassi a causa della loro scarsa solubilità in acqua, dovuta appunto alla idrofobia della lunga catena carboniosa. Questi composti sono molto comuni in natura ed i loro nomi comuni ricordano spesso la pianta o il materiale biologico dal quale sono stati isolati, o nel quale sono abbondantemente contenuti.
Gli acidi grassi vengono classificati in:
SATURI
MONOINSATURI
POLIINSATURI
ETERI
Sono composti in cui un atomo di ossigeno fa da "ponte" tra due radicali:
N.B. Alcoli ed eteri possono essere idealmente derivati dall' acqua per successiva sostituzione degli atomi di idrogeno con dei radicali:
Tale sostituzione comporta una progressiva perdita del carattere polare.
DERIVATI FUNZIONALI DEGLI ACIDI
Sono composti in cui un aggruppamento atomico diverso da un ossidrile è direttamente legato al radicale di un acido:
Il gruppo G può essere rappresentato da:
a) un atomo di Cloro (Cl) nei cloruri degli acidi (cloruri acilici):

b) un gruppo O-R negli esteri11:

c) un gruppo O-COR come nelle anidridi degli acidi:
d) un gruppo amminico, o amminico alchilsostituito come nelle ammidi:
Le ammidi, malgrado una coppia di elettroni incondivisa sull' atomo di azoto, hanno carattere debolmente acido.
N.B. Eteri, esteri, anidridi ed ammidi possono essere visti anche come prodotti di condensazione (eliminazione di una molecola di H2O) secondo lo schema seguente:

La reazione inversa della condensazione (eliminazione di una molecola d' acqua) è la idrolisi (durante la quale il composto riacquista la molecola d'acqua riformando i due componenti che idealmente lo hanno originato).
COMPOSTI POLIFUNZIONALI
ALCOLI POLIVALENTI
Sono composti che contengono più gruppi alcolici portati da atomi di carbonio diversi:
ACIDI BICARBOSSILICI
Come dice il nome, sono composti in cui sono presenti due funzioni carbossiliche:
OSSIACIDI
Sono composti che presentano sia funzioni carbossiliche, che funzioni ossidriliche:
CHETOACIDI
Contengono funzioni acide e gruppi chetonici:
AMMINOACIDI
Contengono funzioni acide e funzioni amminiche. Gli amminoacidi di interesse biologico sono tutti degli r amminoacidi:
La formula generale di questi importanti composti, costituenti delle proteine, è quindi:
Dove R non rappresenta un qualunque radicale alchilico, ma il radicale dell' amminoacido, cioè, relativamente ai venti amminoacidi che entrano a far parte delle proteine umane, la parte variabile dell' amminoacido.
Gli amminoacidi comprendono dunque almeno una funzione acida (il carbossile) ed una basica (il gruppo amminico) - il radicale ne può comprendere altre.
Tali funzioni si dissociano o no secondo equilibri condizionati dal pH della soluzione nella quale l' amminoacido si trova.
Per ogni amminoacido esiste un valore di pH (pH isoelettrico) al quale è presente la forma anfionica; al disotto di tale valore prevale la forma cationica, al di sopra la forma anionica:

CARBOIDRATI
Si dividono in OSI ed OSIDI. Debbono il nome di carboidrati o idrati di carbonio al fatto che gli OSI hanno formula generale Cn(H2O)n , cioè contengono idealmente carbonio ed acqua in proporzione molare 1 : 1.
OSI
Sono delle poliossialdeidi o dei poliossichetoni. Ad esempio, ossidando blandamente la glicerina (propantriolo), la ossidazione può riguardare sia uno dei gruppi alcolici primari (equivalenti tra loro) che, in alternativa, il gruppo alcolico secondario:
Gliceroaldeide e diidrossiacetone (non la glicerina) sono dei carboidrati, poiché rispondono alla formula C3(H2O)3. In particolare la gliceroaldeide appartiene alla famiglia degli aldotriosi, il diossiacetone a quella dei chetotriosi.
Negli osi, come del resto in moltissimi altri composti organici gioca un ruolo molto importante un particolare tipo di isomeria, la stereoisomeria. Non è negli scopi di questi appunti la trattazione di tale fenomeno, ma si tenga presente che un atomo di C è asimmetrico quando è legato con quattro sostituenti tutti diversi tra loro. Così, nella gliceroaldeide, il C del gruppo alcolico secondario è asimmetrico e ciò comporta l'esistenza di due stereoisomeri per tale molecola:
Per convenzione si assegna alla serie sterica D la forma nella quale il C asimmetrico (C*) porta l' OH a destra quando la molecola venga scritta con il gruppo più ossidato (nel caso in esame il gruppo aldeidico) in alto, e con i legami rivolti verso l'osservatore tracciati orizzontalmente. Lo stesso OH, posto a sinistra, obbliga ad assegnare la forma molecolare alla serie sterica L. Si ricordi al proposito che tutti gli atomi di C che portano i gruppi alcolici secondari sono tetraedrici.
In osi superiori, (tetrosi, pentosi, esosi, eptosi), sono presenti più atomi di C asimmetrici. Per assegnare la serie sterica si prende comunque in considerazione la posizione dell' OH sul C* più in basso quando la molecola sia scritta secondo la convenzione sopra riportata (convenzione di Fischer):
L'esempio riporta i quattro aldotetrosi stereoisomeri; si noti che il D-eritrosio è l'immagine speculare del L-eritrosio, così come il D-treosio lo è del L-treosio.
Quando due forme sono l'una l'immagine speculare dell' altra (e non sono sovrapponibili, perché altrimenti rappresentano la stessa molecola) esse costituiscono una coppia di enantiomeri.
Tutto ciò per comprendere come la posizione dei gruppi OH attorno agli atomi di C dei gruppi alcolici secondari degli OSI determini la differenza tra molecola e molecola della stessa classe.
N.B. Un gruppo carbonilico addiziona abbastanza facilmente un alcol per formare un emiacetale:
A partire dai pentosi, gli osi ciclizzano facilmente in quanto si ha formazione di un emiacetale interno e l'anello che ne risulta è stabile. In soluzione acquosa, la forma aperta e le forme cicliche di un oso (che sono due perché la ciclizzazione rende asimmetrico un C che non lo è nella forma aperta) sono in equilibrio tra loro, con netta prevalenza delle forme cicliche.
Così per il ribosio, aldopentoso di grande interesse biologico si ha:

Si noti come le due forme differiscano tra loro per la posizione del gruppo OH del C n° 1. Forme di questo tipo costituiscono una coppia di anomeri e l' OH sul C n° 1 viene chiamato ossidrile anomerico o glucosidico. La forma che presenta l' OH glucosidico in alto è detta , quella con l' OH glucosidico in basso è detta cc(Cfr con la struttura del cicloesano a pag. 43).
Tra gli aldoesosi di grande interesse biologico non si dimentichi il D glucosio:

Naturalmente la rappresentazione adottata per le forme cicliche del glucosio non rispecchia la non planarità della struttura, che può assumere varie conformazioni nello spazio, tra le quali la più stabile è quella a sedia:

Il chetoso corrispondente al glucosio, anch' esso molto diffuso in natura e di primaria importanza biologica, è il fruttosio:

Si noti come un chetoso abbia sempre un C* in meno rispetto al corrispondente aldoso.
OSIDI
Sono prodotti della condensazione tra l' OH glucosidico e un gruppo (generalmente un altro OH) di una seconda molecola.
Quando la condensazione avviene tra due molecole di OSO si ottiene un disaccaride.
Tra i disaccaridi di maggior interesse si ricordano quelli riportati in tabella:
OSO n° 1
OSO n° 2
DISACCARIDE
glucosio
glucosio
maltosio
glucosio
fruttosio
saccarosio
glucosio
galattosio
lattosio
Il saccarosio, il comune zucchero di canna o di barbabietola, utilizza, per il legame tra i due osi che lo costituiscono, entrambi gli ossidrili glucosidici (legame diglucosidico) e perciò viene meno l'equilibrio in soluzione con la forma carbonilica. Pertanto non presenta le proprietà riducenti che sono caratteristiche delle aldeidi e che invece tutti gli altri aldosi hanno.
ETEROCICLI
Per questi composti ci si limita a ricordare tre anelli di grande interesse biologico (soprattutto purina e pirimidina) con le rispettive numerazioni:

1 L'aria è un miscuglio gassoso costituito da una parte di ossigeno, da quattro parti di azoto e da tracce di altri gas, tra cui CO2 e vapore acqueo.
2Il Joule corrisponde al lavoro compiuto spostando di un metro lungo la sua linea di azione il punto di applicazione di una forza di intensità uguale a un Newton. Il Newton si definisce come la forza che, applicata alla massa di un chilogrammo, gli imprime una accelerazione di 1 metro /secondo2 .
3Neanche una bomba esplode, se non viene in qualche modo fornita una pur piccola quantità di energia !
4Nei conduttori metallici il trasporto di carica elettrica è dovuto alla mobilità degli elettroni. Nei conduttori elettrolitici (soluzioni di elettroliti) il trasporto di carica avviene per movimento degli ioni solvatati presenti nella soluzione.
5N.B. La conoscenza delle proprietà delle potenze secondo cui:
na x nb = n(a+b)
na / nb = n(a-b)
(na)b = n(a x b) ecc.
suggerì l'idea che, una volta trasformati tutti i numeri nelle rispettive potenze di una base comune (che se non viene indicata altrimenti è 10) si sarebbe potuto operare direttamente con gli esponenti trasformando i prodotti in somme, i quozienti in differenze ecc., rendendo i calcoli notevolmente più rapidi.
Così :
log 10-14 = -14 ; log 10-7 = -7
log 10-5 = -5 ; log 10-9 = -9
e così con la funzione pX = -log (x) si ha:
p(10-14) = 14 ; p(10-7) = 7
p(10-5) = 5 ; p(10-9) = 9
6Due o più specie chimiche si dicono isomere tra loro quando hanno la stessa formula bruta, ma diversa formula di struttura. La isomeria esistente tra i due radicali del propano è del tipo configurazionale, poiché la trasformazione di una forma nell' altra implica la rottura e la formazione di legami. Gli isomeri configurazionale vanno pertanto considerati come forme diverse a tutti gli effetti.
7In realtà esistono sempre delle conformazione che sono più stabili delle altre, generalmente quelle che assicurano la massima distanza tra gli atomi o tra gli aggruppamenti atomici.
8Tutte le volte in cui una isomeria è dovuta al fatto che dei gruppi sostituenti restano bloccati su semipiani opposti, si parla di isomeria Cis - Trans.
9 L' acetilene è un gas infiammabile che brucia con una fiamma molto luminosa, che ne permette l' uso per illuminazione (ad esempio, lampade ad acetilene vengono usate dalle lampare durante la pesca notturna). L' acetilene si ottiene facilmente per reazione tra il carburo di calcio e l' acqua.
10In ogni reazione di sostituzione è individuabile un gruppo entrante ed un gruppo uscente, mentre nelle reazioni di addizione vi è solo uno o più gruppi entranti, in quelle di eliminazione uno o più gruppi uscenti.
11Gli esteri possono essere considerati come dei sali degli acidi carbossilici con dei radicali: nei comuni sali inorganici il nome del sale si ottiene cambiando in -ATO quello dell'acido terminante in -ICO. es: acido clorico => clorato; così, per gli esteri: acido acetico => acetato, acido propionico => propionato ecc.
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