Post on 19-Feb-2019
La Fenoftaleina e la luce
La fenoftaleina è una sostanza (indicatore di pH) che in presenza di ambiente neutro o acido non assume alcun colore, mentre in ambiente basico si colora di rosa.
Era contenuta nel
La Fenoftaleina e la Luce
Come si può notare dalla reazione rappresentata a fianco la fenoftaleina in ambiente basico assume una struttura diversa rispetto ad un ambiente neutro.
Nella struttura rappresentata a sinistra la fenoftaleina assorbe ed emette nel visibile, mentre nella struttura rappresentata a destra emette nell' UV, quindi invisibile all'occhio umano.
Struttura H2O
Le caratteristiche della molecola dell' H2O:
E' una molecola polare con una debole carica positiva su H e negativa su O
I legami formano un angolo di 104°5', forma piegata
Vi sono su O due doppietti elettronici liberi (lone pair)
Il legame a H
Tra le molecole dell'acqua si instaurano legami a idrogeno tra l'O, debolmente negativo, di una molecola di H2O e H, debolmente positivo, di un'altra
Le caratteristiche della molecola di H2O legate al legame a H
Il ghiaccio galleggia sull'acqua allo stato liquido
L'H2O ha un elevato punto di fusione e di ebollizione
La sosta termica durante il riscaldamento dell'H2O
La tensione superficiale
La coesione e la adesione
Elevata calore specifico
Il legame a H e le biomolecole
Il legame a H è essenziale per la struttura delle proteine
Il legame a H è presente tra i due filamenti del DNA
Il legame a H si instaura tra i fosfolipidi della membrana cellulare e l'ambiente esterno
Il legame a H si instaura tra i fosfolipidi della membrana cellulare e il citoplasma
Piano Lauree Scientifiche 2017/18in collaborazione con l'Università Roma2
Tor Vergata
Abbiamo studiato attraverso la spettrofotometria di assorbimento l'energia del legame a idrogeno
Lo spettrofotometro
Lo spettrofotometro è uno strumento che attraverso la luce riesce a darci numerose informazioni:
Sulla struttura delle molecole
Sulla loro forma
Sui legami intramolecolari
Sui legami intermolecolari
Sulla concentrazione di una sostanza in un dato campione
COS’È LA LUCE? è l’oscillazione di un campo elettrico e di un campo magnetico accoppiati (campo elettromagnetico) che si propaga alla velocità costante c = 300.000 km/s
Frequenza:
(si legge ni)
• e il numero di vibrazioni nell'unita di tempo
• si misura in s-1, chiamati Hertz (Hz)
Lunghezza d'onda: λ
(si legge lambda)
• e la distanza tra due punti adiacenti in fase (ad esempio
tra due massimi consecutivi)
• si misura in m, μm, nm, Angstrom (A)
[1μm=10-6 m , 1nm=10-9m, 1 A=10-10 m]
Frequenza e lunghezza d'onda sono INVERSAMENTE PROPORZIONALI:
λ = c/
Le unità di misura per studiare la luce
Spettri di emissione e di assorbimento
I metodi di analisi spettrochimici sono basati sull'analisi dello spettro delle sostanze, il quale puo essere di emissione o di assorbimento:
SPETTROSCOPIA DI ASSORBIMENTO
La spettroscopia di assorbimento permette, attraverso lo studio delle radiazioni assorbite e dell'intensità dell'assorbimento delle varie sostanze, di effettuare
rapide e precise analisi sia qualitative sia quantitative.
Il nostro studio si e basato su osservazioni spettrofotometriche del comportamento dell'acetone + alcano e dell'acetone + H2O
Le caratteristiche delle molecole utilizzate
L'acqua è una molecola polare Gli alcani sono molecole poco polari L'acetone è una molecola polare
L'acetone è una molecola polare e presenta un doppio legame acetone tra C e O, inoltre su O vi sono due doppietti liberi
Teoria dell'orbitale molecolare (Mulliken e Hund 1932)
La teoria dell'orbitale molecolare assume che gli
elettroni in una molecola siano associati a tutti i nuclei
che essa contiene, indipendentemente dall'atomo di
provenienza.
Teoria dell'ottetto (Lewis 1916): tendenza di un atomo a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino
Teoria VB (Valence Bond - 1930 Linus Pauling):
un legame fra due atomi si forma quando una coppia di elettroni con spin appaiati viene condivisa per parziale sovrapposizione di due orbitali atomici. E' quindi la possibilità di riempire orbitali esterni incompleti il motivo che spinge gli atomi a legarsi
Negli orbitali di legame la nube elettronica è situata tra i due nuclei, mentre negli orbitali di antilegame la nube elettronica e situata esternamente. Quindi nel secondo caso la molecola ha
più energia rispetto agli atomi separati e non si forma
A sinistra il grafico dell'energia per la molecola di Idrogeno H2 e a destra dell'Elio E2 (la molecola di Elio non si forma)
Mettendo poche gocce di acetone, molecola polare, in un alcano come l'esano, molecola poco polare, e sottoponendo la soluzione ad una radiazione luminosa ad una determinata lunghezza d'onda uno dei due doppietti elettronici presenti sull'O dell'acetone va ad occupare un orbitale * di antilegame dell'acetone.
Mentre mettendo poche gocce di acetone, molecola polare, in acqua,anch'essa molecola polare, il doppietto elettronico viene stabilizzato dal legame a idrogeno che si instaura tra l'H dell'acqua e l'O dell'acetone. Quindi quando la soluzione viene sottoposto alla luce andrà ad occupare l'orbitale * di antilegame dell'acetone, ma ci vorrà più energia.
Valori di massimo assorbimento per ogni solvente
Solvente Lunghezza d’onda di massimo assorbimento (nm)
Metanolo 272.4
Etanolo 272.6
Esano 280.2
Acqua 266.2
Trattamento dei dati
L’energia del legame idrogeno si può determinare considerando il diverso comportamento dell’acetone nei vari solventi. In esano l’acetone non forma legami idrogeno, mentre questa interazione è presente in acqua, per cui la differenza di energia delle transizioni nei due solventi corrisponde all’energia del legame idrogeno.Quindi:
E = hc (1/ (acetone+acqua) - 1/ (acetone+esano)) erg
Trattamento dei dati
E = hc (1/ (acetone+acqua) - 1/ (acetone+esano)) erg
riportiamo i dati in kcal/mol
(1erg=2,38. 10-11kcal)
Perciò la 1) diventa
E = hc Na(1/ (acetone+acqua) - 1/ (acetone+esano))(2,38. 10-11kcal/mol)=
= 5,55 kcal/mol
Energia per rompere 1 mole di:
Legami idrogeno 5,5 kcal/mol
Legami covalenti 95,6 kcal/mol
Legami ionici 95,6 kcal/mol
Legami metallici 28,68 kcal/mol
Forze di Van der Waals 2,4 kcal/mol