Chimica · Unità 1 1 CFU

1. L'atomo: il mattone della materia

Cos'è un atomo?
L'atomo è la più piccola particella di un elemento chimico che ne mantiene le proprietà. Immagina di tagliare un pezzo d'oro in pezzi sempre più piccoli: alla fine arriveresti a un singolo atomo d'oro, la più piccola parte che è ancora "oro".

Numeri che identificano un atomo:

• Numero atomico (Z) = numero di protoni. Determina di quale elemento si tratta (es. Z=1 → idrogeno, Z=6 → carbonio, Z=8 → ossigeno).
• Numero di massa (A) = protoni + neutroni. Atomi con stesso Z ma diverso A sono isotopi (es. carbonio-12 e carbonio-14).
• In un atomo neutro, il numero di elettroni è uguale al numero di protoni.

Numeri quantici e orbitali
Gli elettroni non si muovono a caso: occupano orbitali, regioni di spazio dove è più probabile trovarli. Ogni orbitale è descritto da 4 numeri quantici:

• n (numero quantico principale): indica il livello energetico (1, 2, 3, ...). Più n è grande, più l'elettrone è lontano dal nucleo e ha energia elevata.
• l (numero quantico azimutale): indica la forma dell'orbitale (0=s, 1=p, 2=d, 3=f).
• m_l (numero quantico magnetico): indica l'orientamento dell'orbitale nello spazio.
• m_s (numero quantico di spin): descrive la rotazione dell'elettrone (+½ o -½).

2. Legami chimici: come gli atomi si uniscono

Gli atomi si legano tra loro per raggiungere una configurazione più stabile, spesso completando il loro guscio esterno (regola dell'ottetto: 8 elettroni nel livello più esterno).

🔹 Legame covalente
Due atomi condividono uno o più elettroni. Tipico tra non-metalli.

• Omopolare (apolare): condivisione equa (es. H₂, O₂). I due atomi hanno la stessa elettronegatività.
• Eteropolare (polare): condivisione non equa (es. H₂O). L'atomo più elettronegativo (ossigeno) attira di più gli elettroni, creando un dipolo (parziale negativo δ− e parziale positivo δ+).
• Di coordinazione: un atomo mette a disposizione entrambi gli elettroni per il legame (es. NH₄⁺).

🔸 Legame ionico
Un atomo cede elettroni a un altro, che li acquista. Si formano ioni di carica opposta che si attraggono. Tipico tra metalli e non-metalli (es. NaCl: Na⁺ cede un elettrone a Cl⁻).

🔹 Legame metallico
Gli atomi di metallo condividono elettroni in un "mare" di elettroni liberi di muoversi. Questo spiega la conducibilità elettrica e la duttilità dei metalli.

🤝 Interazioni deboli (fondamentali per la vita)

• Legame idrogeno: attrazione tra un idrogeno legato a O, N o F e un altro atomo elettronegativo. Es. tra molecole d'acqua, nel DNA.
• Forze di van der Waals: attrazioni deboli tra molecole, dovute a fluttuazioni temporanee di carica.
• Interazioni idrofobiche: molecole non polari tendono ad aggregarsi in ambiente acquoso (es. membrane cellulari).

3. Stati di aggregazione della materia

• Solido: particelle vicine e ordinate (reticolo cristallino). Vibrano ma non si spostano. Forma e volume propri.
• Liquido: particelle più libere, scorrono. Volume proprio, forma del contenitore.
• Gas (aeriforme): particelle molto distanti, si muovono velocemente. Niente forma né volume propri.

🌡️ Leggi dei gas:

• Boyle: a T costante, P · V = costante (se aumenta la pressione, il volume diminuisce).
• Charles: a P costante, V / T = costante (se aumenta la temperatura, il volume aumenta).
• Gay-Lussac: a V costante, P / T = costante.
• Equazione di stato dei gas perfetti: P · V = n · R · T (dove n = numero di moli, R = costante universale dei gas).

💧 Transizioni di fase di interesse biomedico:

• Evaporazione del sudore: processo endotermico (assorbe calore) che aiuta la termoregolazione del corpo.
• Diagramma di fase: mostra come temperatura e pressione determinano lo stato di una sostanza (es. acqua e CO₂).

4. Termodinamica: l'energia nelle reazioni

Cos'è l'energia? La capacità di compiere lavoro o trasferire calore. In chimica ci interessa come l'energia cambia durante le reazioni.

🔹 Funzioni di stato: grandezze che dipendono solo dallo stato iniziale e finale, non dal percorso (es. energia, entalpia, entropia).

• Entalpia (H): calore scambiato a pressione costante.
  • ΔH < 0 → reazione esotermica (cede calore, es. combustione).
  • ΔH > 0 → reazione endotermica (assorbe calore, es. fusione del ghiaccio).
• Entropia (S): misura del disordine di un sistema. I sistemi tendono ad aumentare il disordine (secondo principio della termodinamica).
• Energia libera di Gibbs (G): predice la spontaneità di una reazione.
  ΔG = ΔH – T·ΔS
  • ΔG < 0 → reazione esoergonica (spontanea).
  • ΔG > 0 → reazione endoergonica (non spontanea, richiede energia).
  • ΔG = 0 → equilibrio.