Chimica Inorganica e Organica L26 San Raffaele

Chimica Inorganica e Organica è, insieme a Biochimica e chimica degli alimenti, l'esame più corposo del primo anno di L26 San Raffaele: 12 CFU, due settori scientifici — CHIM/03 e CHIM/06 — e 60 videolezioni divise in due moduli da 6 CFU ciascuno. Il primo modulo, Chimica Generale e Inorganica, costruisce il linguaggio: com'è fatta la materia, perché gli atomi si legano, come si scrive e si bilancia una reazione, cosa governa un equilibrio. Il secondo, Chimica Organica, applica quel linguaggio alle molecole del carbonio e arriva alle tre classi che ritroverai in ogni materia successiva del corso: carboidrati, amminoacidi e lipidi.

Il nome che leggi dipende dal piano di studi. Nel piano dell'A.A. 2026/2027 l'insegnamento si chiama Chimica Generale e inorganica - Chimica Organica, codice 0262512CHIM03XCHIM06I; nel piano dell'A.A. 2024/2025 si chiama Chimica Inorganica ed organica, codice 0262212CHIM03XCHIM06. È lo stesso esame: stessi 12 CFU, stessi due settori, stesso primo anno. Il codice non si sceglie — lo assegna il piano con cui ti sei immatricolato, ed è quello che trovi accanto al nome dell'insegnamento nel tuo piano di studi. Le differenze tra i due programmi sono spiegate nel box sui due codici.

Di cosa parla il programma

Il programma ufficiale (cod. 0262512CHIM03XCHIM06I) è diviso in due moduli da 6 CFU. Il modulo di Chimica Generale e Inorganica (CHIM/03) è articolato in sei unità didattiche da 1 CFU ciascuna, con una progressione stretta: ogni unità usa gli strumenti di quella precedente. Il modulo di Chimica Organica (CHIM/06) non è numerato per unità ma procede per classi di composti, dal carbonio e dagli idrocarburi fino alle biomolecole. In scheda sono elencate 30 videolezioni per modulo, da una trentina di minuti ciascuna, più le esercitazioni interattive in modalità sincrona: sei per il modulo di Chimica Generale e Inorganica e sei per quello di Chimica Organica, secondo il calendario pubblicato in piattaforma.

Argomenti del programma da approfondire

Gli argomenti seguono l'ordine dei due moduli, che qui coincide con l'ordine logico. Il modulo di Chimica Generale e Inorganica va dal più piccolo al più grande — prima l'atomo, poi il legame, poi la molecola, poi le reazioni e i sistemi in cui avvengono — e ogni passaggio usa il precedente: senza configurazione elettronica non si capisce il legame, senza legame non si capisce la geometria, senza mole non si bilancia nulla. Il modulo di Chimica Organica dà tutto questo per acquisito e lo applica a una sola famiglia di composti, quelli del carbonio, procedendo per gruppi funzionali. Nell'elenco delle lezioni del codice 0262512CHIM03XCHIM06I le videolezioni di chimica organica compaiono per prime, ma il modulo generale resta il presupposto dell'altro.

I tre livelli della chimica e la materia

Il corso apre con una distinzione che regge tutto il resto: la chimica lavora su tre livelli. Il livello macroscopico è quello che si osserva — un liquido che bolle, una soluzione che cambia colore. Il livello atomico e molecolare è la spiegazione di quell'osservazione in termini di particelle. Il livello simbolico è il linguaggio con cui il chimico la scrive: formule, equazioni, frecce. Molte difficoltà nascono dal confondere i tre piani, cioè dal trattare H₂O come una parola da ricordare invece che come la descrizione di un oggetto fisico.

Da qui il programma classifica la materia. Un campione è una sostanza pura se ha composizione definita e costante, un miscuglio se contiene più sostanze (omogeneo se ha una sola fase visibile, come una soluzione salina; eterogeneo se se ne distinguono più d'una, come un condimento separato). Le sostanze pure si dividono in elementi, formati da un solo tipo di atomo, e composti, in cui atomi diversi sono legati in proporzioni fisse. La differenza tra trasformazione fisica e trasformazione chimica segue lo stesso criterio: nella prima cambia lo stato o la forma ma non l'identità delle sostanze (l'acqua che ghiaccia resta acqua), nella seconda si rompono e si formano legami e si ottengono sostanze nuove (la farina che diventa pane). Il corso inquadra anche l'origine degli elementi — dal Big Bang alla nucleosintesi — e la composizione media dell'universo e della crosta terrestre, con un obiettivo dichiarato: mostrare che la chimica descrive il reale, non lo contamina.

Collegamento: se la materia è fatta di atomi, la domanda successiva è com'è fatto un atomo. Il programma la affronta storicamente, seguendo gli esperimenti che hanno smontato un modello dopo l'altro.

Dall'atomismo al modello nucleare

La teoria atomica di Dalton nasce per spiegare tre leggi sperimentali: la conservazione della massa (in una reazione la massa totale non cambia), le proporzioni definite (un composto contiene sempre gli stessi elementi nello stesso rapporto di massa) e le proporzioni multiple (quando due elementi formano più composti, le masse di uno che si combinano con una massa fissa dell'altro stanno tra loro in rapporti di numeri interi piccoli — è il caso di CO e CO₂). L'atomo di Dalton è indivisibile, e questa è la prima idea a cadere.

La scoperta dell'elettrone porta al modello di Thomson, con le cariche negative immerse in una massa positiva diffusa. L'esperimento di Rutherford — particelle alfa sparate su una lamina d'oro, quasi tutte passanti, pochissime deviate all'indietro — lo demolisce: la carica positiva e quasi tutta la massa sono concentrate in un nucleo piccolissimo, e gli elettroni stanno nello spazio attorno. Il nucleo contiene protoni e neutroni. Il numero atomico Z conta i protoni e definisce l'elemento; il numero di massa A è la somma di protoni e neutroni. Atomi dello stesso elemento con numero di neutroni diverso sono isotopi: hanno lo stesso comportamento chimico e massa diversa, ed è per questo che i pesi atomici in tavola periodica non sono numeri interi.

Collegamento: il modello nucleare spiega dov'è la massa, ma non come si dispongono gli elettroni. La risposta arriva dallo studio della luce emessa e assorbita dagli atomi.

Il modello quantomeccanico e gli orbitali

La radiazione elettromagnetica si descrive con lunghezza d'onda e frequenza, legate dalla velocità della luce, e l'energia di un fotone è proporzionale alla frequenza. Due fenomeni impongono l'idea che l'energia sia quantizzata: l'effetto fotoelettrico, in cui un metallo emette elettroni solo sopra una frequenza soglia, indipendentemente dall'intensità della luce; e gli spettri atomici, che non sono continui ma a righe, cioè fatti di poche frequenze precise. Il modello di Bohr spiega le righe dell'idrogeno con orbite a energia fissa, ma funziona solo per quell'atomo: è il punto in cui la fisica classica mostra i suoi limiti.

La svolta arriva con l'ipotesi di de Broglie — anche le particelle hanno un carattere ondulatorio — e con il principio di indeterminazione di Heisenberg, per cui posizione e quantità di moto di un elettrone non sono determinabili insieme con precisione arbitraria. Cade così l'idea di traiettoria: l'equazione di Schrödinger fornisce funzioni d'onda a cui si associa una probabilità di trovare l'elettrone in una regione di spazio. Quella regione è l'orbitale, descritto da tre numeri quantici (n, il livello energetico; ℓ, la forma — s sferica, p a doppio lobo, d e f più complesse; m_ℓ, l'orientamento), più il numero quantico di spin dell'elettrone. Negli atomi polielettronici la configurazione elettronica si costruisce con il principio di Aufbau: si riempiono gli orbitali a energia crescente, non più di due elettroni per orbitale e con spin opposti (principio di esclusione di Pauli), distribuendo gli elettroni su orbitali della stessa energia prima di accoppiarli (regola di Hund). L'ossigeno, con 8 elettroni, ha configurazione 1s² 2s² 2p⁴.

Collegamento: la configurazione elettronica non è un esercizio fine a sé stesso: è la chiave che spiega perché la tavola periodica ha proprio quella forma e perché gli elementi di una colonna si assomigliano.

La tavola periodica e le proprietà periodiche

Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente e disposti in gruppi (le colonne) e periodi (le righe). Gli elementi di uno stesso gruppo hanno la stessa configurazione degli elettroni più esterni, e questa è l'origine fisica della somiglianza chimica: il sodio e il potassio reagiscono in modo simile perché hanno entrambi un solo elettrone nel livello esterno. Lungo un periodo, invece, si riempie progressivamente lo stesso livello, e le proprietà cambiano con regolarità. La configurazione otteziale — otto elettroni nel livello esterno, come nei gas nobili — è la situazione di stabilità verso cui tende la maggior parte degli atomi quando si lega, ed è il criterio che si userà per scrivere le formule di Lewis.

Da queste tendenze discende la divisione tra metalli (bassa energia di ionizzazione, tendono a cedere elettroni e formare cationi), non metalli (alta elettronegatività, tendono ad acquistare elettroni e formare anioni) e semimetalli, sulla diagonale di confine, con comportamento intermedio. Gli ioni hanno raggio diverso dall'atomo neutro: i cationi sono più piccoli, gli anioni più grandi. Il numero di ossidazione compare qui per la prima volta, come carica formale che l'atomo avrebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo, e la sua periodicità segue la posizione in tavola.

Collegamento: sapere chi cede e chi acquista elettroni significa già sapere che tipo di legame si formerà. La seconda unità didattica lo sistematizza.

I legami chimici

Il programma distingue tre tipi fondamentali di legame, tutti riconducibili alla stessa logica: gli atomi si legano perché l'insieme legato ha energia minore degli atomi separati. Nel legame ionico un metallo cede elettroni a un non metallo e i due ioni di carica opposta si attraggono: il risultato non è una molecola ma un reticolo, come nel cloruro di sodio, e i composti che ne derivano sono i sali, solidi ad alto punto di fusione che conducono corrente quando sono fusi o in soluzione. Nel legame metallico i cationi restano in un reticolo immersi in elettroni delocalizzati, e questo spiega conducibilità, lucentezza e malleabilità dei metalli. Nel legame covalente due atomi mettono in comune una coppia di elettroni.

Il covalente è quello che il corso approfondisce. Si forma per sovrapposizione di orbitali atomici: la sovrapposizione frontale dà un legame σ, quella laterale tra orbitali p paralleli un legame π. Un legame singolo è sempre un σ; un doppio è un σ più un π; un triplo un σ più due π, come nella molecola di azoto. Più coppie condivise significano legame più corto e più forte: l'energia di legame, cioè l'energia necessaria a romperlo, cresce da singolo a triplo. Quando i due atomi hanno elettronegatività diversa la coppia non è condivisa equamente e il legame è covalente polare, con una parziale carica negativa sull'atomo più elettronegativo: è il caso del legame O-H nell'acqua. La differenza di elettronegatività è quindi un continuo, non un interruttore: da covalente puro (fra atomi identici) a covalente polare fino a ionico.

Collegamento: stabilito che gli atomi condividono coppie di elettroni, serve un modo per rappresentare quali coppie e dove. È il ruolo delle formule.

Formule, strutture di Lewis e risonanza

Il programma distingue tre tipi di formula. La formula minima dà il rapporto più semplice tra gli atomi (CH₂O per il glucosio); la formula molecolare dà il numero reale di atomi per molecola (C₆H₁₂O₆); la formula di struttura mostra come gli atomi sono collegati. Le formule di Lewis sono il modo standard di scrivere la struttura: si contano gli elettroni di valenza di tutti gli atomi, si dispongono i legami e poi le coppie solitarie, cercando di completare l'ottetto di ogni atomo (con l'eccezione dell'idrogeno, che si ferma a due elettroni). La carica formale di un atomo, calcolata confrontando i suoi elettroni di valenza con quelli che gli spettano nella struttura, serve a scegliere tra più strutture possibili: la migliore è quella con le cariche formali più vicine a zero e con l'eventuale carica negativa sull'atomo più elettronegativo.

Alcune molecole non sono descritte bene da una sola struttura. Nello ione carbonato il doppio legame potrebbe stare su uno qualsiasi dei tre ossigeni, ma nella realtà i tre legami sono identici e intermedi tra singolo e doppio: la risonanza descrive questa situazione come ibrido di più strutture limite, che non si alternano nel tempo ma coesistono. La delocalizzazione degli elettroni che ne deriva è sempre un fattore di stabilità, e la stessa idea ricorre, in chimica organica, per spiegare l'aromaticità del benzene e l'acidità degli acidi carbossilici. L'ibridazione è l'altro strumento concettuale introdotto qui: combinando orbitali atomici dello stesso atomo si ottengono orbitali ibridi equivalenti e orientati, con cui si spiega, ad esempio, perché il carbonio forma quattro legami identici invece dei due che la sua configurazione suggerirebbe.

Collegamento: una formula di Lewis è piatta, una molecola no. Il passaggio successivo è dalla rappresentazione bidimensionale alla forma tridimensionale reale.

La forma delle molecole: VSEPR, VB e MO

La teoria VSEPR prevede la geometria a partire da un'idea semplice: le coppie elettroniche attorno all'atomo centrale — sia quelle di legame sia quelle solitarie — si respingono e si dispongono il più lontano possibile. Due coppie danno geometria lineare (180°), tre trigonale planare (120°), quattro tetraedrica (109,5°). Le coppie solitarie occupano più spazio di quelle di legame e comprimono gli angoli: con quattro coppie di cui una solitaria la molecola è piramidale trigonale (l'ammoniaca, circa 107°), con due solitarie è angolata (l'acqua, circa 104,5°). La geometria decide la polarità: l'anidride carbonica ha due legami polari ma è lineare e simmetrica, quindi i momenti si annullano e la molecola è apolare; l'acqua, angolata, ha un momento dipolare netto — ed è il motivo per cui è un ottimo solvente per i composti ionici.

Le due teorie del legame completano il quadro. La visione del legame di valenza (VB) descrive il legame come sovrapposizione di orbitali che restano localizzati sui due atomi: è intuitiva e si sposa bene con ibridazione e VSEPR. La visione dell'orbitale molecolare (MO) combina invece gli orbitali atomici in orbitali che appartengono all'intera molecola, leganti e antileganti. Da un diagramma MO si ricava l'ordine di legame, pari alla metà della differenza tra elettroni negli orbitali leganti e in quelli antileganti: vale 1 per H₂, 0 per l'ipotetico He₂ — che infatti non esiste come molecola stabile — 2 per O₂ e 3 per N₂. La teoria MO spiega anche fatti che la VB non coglie, come il comportamento paramagnetico dell'ossigeno molecolare, dovuto a due elettroni spaiati in orbitali antileganti.

Collegamento: con legame e geometria in mano si possono finalmente nominare i composti. La terza unità didattica affronta la parte più convenzionale del corso, quella in cui conta la regola più della comprensione.

Numero di ossidazione e nomenclatura inorganica

Il numero di ossidazione viene ripreso e definito operativamente: è la carica che un atomo avrebbe se tutti gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo della coppia. Le regole pratiche da fissare sono poche: negli elementi liberi vale 0; l'idrogeno vale +1 (−1 negli idruri metallici); l'ossigeno vale −2 (−1 nei perossidi come H₂O₂, −½ nei superossidi come KO₂); la somma dei numeri di ossidazione è zero in una molecola neutra e uguale alla carica in uno ione. Sapere quali numeri di ossidazione un elemento può assumere, e che questi seguono una periodicità, permette di riconoscere a colpo d'occhio le formule plausibili da quelle sicuramente errate — un controllo che il programma indica esplicitamente tra i risultati attesi.

Sulla nomenclatura il corso è esplicito: è una parte convenzionale e formale, che però va padroneggiata per poter comunicare. Si parte dagli elementi, dalle molecole elementari e dagli allotropi (forme diverse dello stesso elemento, come ossigeno e ozono, grafite e diamante), poi si costruiscono le classi per combinazione.

Il corso presenta più di un sistema di nomenclatura: quella tradizionale, con prefissi e suffissi legati al numero di ossidazione (-oso e -ico, ipo- e per-), e quella IUPAC, sistematica, basata su prefissi numerici e sull'indicazione esplicita del numero di ossidazione. Conviene saper leggere entrambe, perché i testi e i materiali le alternano.

Collegamento: dare un nome ai composti serve a scrivere ciò che succede quando reagiscono. Il passaggio successivo è dal singolo composto all'equazione chimica.

Le reazioni chimiche e le loro classi

Una reazione chimica è la descrizione simbolica di una trasformazione: reagenti a sinistra, prodotti a destra, coefficienti che rendono uguale il numero di atomi di ogni elemento dai due lati. Il programma organizza la varietà delle reazioni in quattro classi principali, e riconoscere a quale classe appartiene una reazione è il primo passo per prevederne il decorso.

Nelle reazioni acido-base si trasferisce un protone; in quelle di precipitazione due soluzioni limpide, mescolate, danno un solido insolubile (è il caso del cloruro d'argento); nelle ossidoriduzioni si trasferiscono elettroni e cambiano i numeri di ossidazione; nelle reazioni di complessazione uno ione metallico lega attorno a sé specie ricche di elettroni. Accanto alla classificazione, il corso introduce due concetti quantitativi che serviranno subito: il reagente limitante, cioè quello che si esaurisce per primo e stabilisce quanto prodotto si può ottenere, e la resa, il rapporto tra prodotto effettivamente ottenuto e prodotto teorico. Entrambi impongono di saper contare le particelle, e contare particelle una per una è impossibile: serve un'unità di misura dedicata.

Collegamento: quell'unità è la mole, che il programma definisce come la grandezza forse meno compresa fra quelle fondamentali del Sistema Internazionale.

La mole e i calcoli stechiometrici

Il punto di partenza è la massa atomica relativa: le masse degli atomi si esprimono rispetto a un riferimento, non in grammi, perché i grammi darebbero numeri impraticabili. Il peso atomico che si legge in tavola periodica è una media pesata sull'abbondanza naturale degli isotopi — per questo il cloro vale circa 35,45 e non 35 o 37. Sommando i pesi atomici degli atomi di una formula si ottiene il peso molecolare (per le sostanze molecolari) o il peso formula (per i composti ionici, che molecole non sono).

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero fisso di entità, circa 6,022 × 10²³ (numero di Avogadro), scelto in modo che la massa di una mole in grammi coincida numericamente con il peso atomico o molecolare. È il ponte tra il livello macroscopico, dove si pesa, e quello atomico, dove si contano particelle. Un esempio con la combustione del glucosio, C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O: la massa molare del glucosio è circa 180,2 g/mol, quindi 18,0 g corrispondono a circa 0,100 mol; i coefficienti dicono che servono 0,600 mol di ossigeno (circa 19,2 g) e che si producono 0,600 mol di anidride carbonica (circa 26,4 g) e 0,600 mol di acqua (circa 10,8 g). Il controllo finale è sempre lo stesso: la massa totale dei reagenti deve coincidere con quella dei prodotti. Il concetto di equivalente, che il programma affianca alla mole, tiene conto di quanti protoni o elettroni una specie può scambiare, ed è la ragione per cui un acido biprotico "conta doppio" in una titolazione.

Collegamento: le reazioni non avvengono nel vuoto. La quarta unità didattica descrive l'ambiente in cui si svolgono, a partire dalle forze che tengono insieme le molecole fra loro.

Forze intermolecolari e stati della materia

I legami visti finora tengono insieme gli atomi dentro una molecola. Le forze intermolecolari agiscono tra molecole, sono molto più deboli e decidono lo stato di aggregazione. Le forze di van der Waals comprendono le attrazioni tra dipoli permanenti, quelle tra un dipolo e un dipolo indotto e le forze di dispersione, presenti anche tra molecole apolari e tanto più intense quanto più la molecola è grande e deformabile. Il legame a idrogeno è il caso più forte: si forma quando un idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo (ossigeno, azoto, fluoro) interagisce con una coppia solitaria di un altro atomo elettronegativo. È il motivo per cui l'acqua, molecola piccolissima, è liquida a temperatura ambiente mentre molecole di massa simile sono gassose, e ritroverai lo stesso legame nelle strutture delle proteine e nell'appaiamento delle basi del DNA.

Più intense sono le forze intermolecolari, più alte sono le temperature di fusione e di ebollizione. Nei gas le forze sono trascurabili e vale, in buona approssimazione, l'equazione di stato dei gas perfetti PV = nRT, da cui discende la legge di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. Una mole di gas ideale a 0 °C e 1 atm occupa circa 22,4 litri. Nei liquidi le molecole sono a contatto ma scorrono le une sulle altre, e proprietà come viscosità, tensione superficiale e tensione di vapore dipendono direttamente dall'intensità delle forze intermolecolari: alta tensione superficiale e bassa tensione di vapore indicano forze intense. Nei solidi le particelle occupano posizioni fisse, ordinate nei solidi cristallini e disordinate in quelli amorfi.

Collegamento: quando le forze intermolecolari fra soluto e solvente prevalgono su quelle interne a ciascuno, il soluto si scioglie. Da qui il programma passa alle soluzioni.

Le soluzioni e le proprietà colligative

Una soluzione è un miscuglio omogeneo di due o più componenti: il solvente è quello presente in quantità maggiore, il soluto l'altro. La solvatazione è il processo con cui le molecole di solvente circondano le particelle di soluto, e la regola pratica che il corso usa è "il simile scioglie il simile": i composti ionici e le molecole polari si sciolgono bene in acqua, quelle apolari in solventi apolari. La solubilità è la quantità massima di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente a una certa temperatura, e distingue le sostanze solubili da quelle insolubili.

Le proprietà colligative sono quelle che dipendono solo dal numero di particelle disciolte, non dalla loro natura. La legge di Raoult stabilisce che la tensione di vapore del solvente in soluzione è proporzionale alla sua frazione molare: un soluto non volatile la abbassa. Da questo abbassamento discendono l'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico, entrambi proporzionali alla molalità. Per l'acqua la costante crioscopica vale 1,86 °C·kg/mol: una soluzione 1 molale di saccarosio congela a circa −1,86 °C, mentre una soluzione 1 molale di cloruro di sodio congela a circa −3,72 °C, perché ogni unità formula libera due ioni e le particelle disciolte sono il doppio. È lo stesso principio del sale sparso sulle strade ghiacciate e dell'abbassamento del punto di congelamento nei gelati. La pressione osmotica chiude il gruppo: è la pressione da applicare per impedire al solvente di attraversare una membrana semipermeabile verso la soluzione più concentrata, ed è alla base sia della fisiologia cellulare sia della conservazione degli alimenti sotto sale o sotto zucchero.

Collegamento: anche una soluzione satura è un sistema in cui due processi opposti procedono alla stessa velocità. È l'idea generale di equilibrio, che il programma affronta subito dopo.

L'equilibrio chimico e il prodotto di solubilità

Molte reazioni non vanno a completamento: reagenti e prodotti coesistono in proporzioni costanti. L'equilibrio chimico è dinamico — le due reazioni opposte continuano ad avvenire alla stessa velocità — e si descrive con la costante di equilibrio K, il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente. Un valore di K molto grande indica una reazione praticamente quantitativa, spostata verso i prodotti; un valore molto piccolo una reazione che avviene in misura trascurabile. Il quoziente di reazione Q ha la stessa forma ma si calcola in condizioni qualsiasi: confrontando Q con K si prevede in che direzione il sistema evolverà.

Il principio di Le Châtelier riassume la risposta a una perturbazione: un sistema all'equilibrio reagisce in modo da attenuare la variazione imposta. Aggiungere un reagente sposta l'equilibrio verso i prodotti, sottrarre un prodotto fa la stessa cosa; aumentare la pressione favorisce il lato con meno moli di gas; l'effetto della temperatura dipende dal calore in gioco. Negli equilibri eterogenei, in cui compare anche una fase solida, le specie solide non entrano nell'espressione della costante: per un sale poco solubile in acqua resta il solo prodotto di solubilità K_ps, il prodotto delle concentrazioni degli ioni. Per il cloruro d'argento, con K_ps pari a circa 1,8 × 10⁻¹⁰, la solubilità è la radice quadrata di quel valore, cioè circa 1,3 × 10⁻⁵ mol/L: pochissimo, ed è il motivo per cui precipita appena si mescolano due soluzioni che contengono i suoi ioni.

Collegamento: l'equilibrio più importante di tutto il corso è quello che l'acqua stabilisce con sé stessa: è da lì che nasce la scala del pH.

Acidi e basi: pH, tamponi e titolazioni

La quinta unità didattica parte dalle definizioni. Secondo Arrhenius un acido è una sostanza che in acqua libera ioni H⁺ e una base una sostanza che libera ioni OH⁻: è la definizione più semplice, ma vale solo per le soluzioni acquose e non spiega perché l'ammoniaca, che non contiene gruppi OH, sia una base. Il modello di Brønsted-Lowry la supera: un acido è un donatore di protoni, una base un accettore, e una reazione acido-base è un trasferimento di protone. Ogni acido genera una base coniugata quando lo cede (HCl e Cl⁻, NH₄⁺ e NH₃) e l'acqua, che può sia cedere sia accettare un protone, è anfotera. Per questo l'acqua pura è in equilibrio con sé stessa, nell'autoprotolisi 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻, con prodotto ionico K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C. In acqua pura le due concentrazioni valgono 10⁻⁷ mol/L ciascuna.

Da qui la scala del pH, definito come −log[H⁺]: vale 7 nell'acqua pura, scende sotto 7 nelle soluzioni acide e sale sopra 7 in quelle basiche, e ogni unità corrisponde a un fattore 10 nella concentrazione di H⁺. Vale sempre pH + pOH = 14 (a 25 °C). Gli acidi forti — HCl, HNO₃, il primo stadio di H₂SO₄ — si dissociano praticamente del tutto, quindi [H⁺] coincide con la concentrazione dell'acido. Gli acidi deboli raggiungono un equilibrio, HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻, descritto dalla costante di acidità K_a; si usa spesso il suo logaritmo cambiato di segno, il pK_a, per cui un acido è tanto più forte quanto più il pK_a è piccolo. Le basi deboli hanno l'analoga K_b, e in ogni coppia coniugata i due valori sono legati da K_a · K_b = K_w: più l'acido è forte, più la sua base coniugata è debole. L'effetto livellante del solvente spiega perché in acqua HCl e HNO₃ sembrano ugualmente forti pur essendo intrinsecamente diversi: nessun acido più forte di H₃O⁺ può esistere in acqua, perché cede subito il proprio protone al solvente; allo stesso modo OH⁻ è la base più forte possibile.

Per gli acidi deboli il pH si stima con una formula approssimata: se l'acido si dissocia poco (indicativamente meno del 5%), [H⁺] ≈ √(K_a · C). Gli acidi poliprotici, come l'acido carbonico, l'acido fosforico delle bibite a base di cola o l'acido citrico, cedono più protoni in stadi successivi, ciascuno con la propria K_a e ogni volta più piccola della precedente. Prova a calcolare il pH di quattro soluzioni tipiche:

Una soluzione tampone è una miscela di un acido debole e della sua base coniugata (per esempio acido acetico e acetato) in quantità confrontabili: la base neutralizza l'acido aggiunto e l'acido neutralizza la base aggiunta, e il pH resta quasi costante. L'equazione di Henderson-Hasselbalch, pH = pK_a + log([base]/[acido]), mostra che il potere tampone è massimo quando i due componenti sono in rapporto 1:1, cioè a pH = pK_a, e che il tampone lavora bene entro circa una unità di pH da quel valore. Un esempio: aggiungendo 0,010 mol di HCl a un litro di acqua pura il pH scende da 7 a 2; aggiungendola a un litro del tampone acetato 0,10 M / 0,10 M passa da 4,74 a circa 4,65, perché una parte dell'acetato si trasforma in acido acetico e il rapporto tra base e acido cambia di poco. Nel sangue il pH è mantenuto in un intervallo molto stretto, tra 7,35 e 7,45, soprattutto dal tampone acido carbonico/bicarbonato.

I diagrammi di distribuzione delle specie mostrano lo stesso fenomeno da un altro punto di vista: sono grafici che riportano, in funzione del pH, la frazione di ciascuna forma dell'acido. Le curve di HA e di A⁻ si incrociano proprio a pH = pK_a, dove le due forme sono al 50%; un'unità sotto, l'acido prevale con circa il 91%, un'unità sopra prevale la base con la stessa percentuale. Per un acido poliprotico il diagramma ha più curve, una per ogni specie, e permette di leggere a colpo d'occhio quale forma domina a un dato pH — un'informazione utile per capire, per esempio, in che forma si trova un acido organico in un alimento a pH noto.

La titolazione acido-base è la tecnica che usa questi equilibri per misurare una concentrazione incognita: si aggiunge, un poco alla volta, una soluzione a concentrazione nota (il titolante) a un volume noto di soluzione da analizzare, fino al punto di equivalenza, dove le moli di acido e di base sono in rapporto stechiometrico. Lo si riconosce con un indicatore, cioè una sostanza che cambia colore in un intervallo di pH, o con un pH-metro. Il calcolo è quello della mole: se 25,0 mL di una soluzione di HCl richiedono 20,0 mL di NaOH 0,100 M, le moli di base sono 0,0200 L × 0,100 mol/L = 2,00 × 10⁻³ mol, uguali alle moli di acido, e la concentrazione di HCl è 2,00 × 10⁻³ mol / 0,0250 L = 0,0800 M. Il pH nel punto di equivalenza dipende dalla forza dei reagenti: vale 7 per acido forte contro base forte, mentre è maggiore di 7 per un acido debole titolato con una base forte, perché l'anione che si forma è una base. Con 25,0 mL di acido acetico 0,100 M e NaOH 0,100 M l'equivalenza si raggiunge a 25,0 mL e il pH è circa 8,7. A metà strada, al punto di semiequivalenza, acido e base coniugata sono in quantità uguali e il pH coincide con il pK_a: è così che il pK_a si ricava sperimentalmente. Lo stesso principio si applica, per esempio, alla misura dell'acidità dell'olio d'oliva.

Collegamento: Brønsted-Lowry descrive le reazioni in cui si scambia un protone. Esistono però reazioni di tipo acido-base in cui non c'è nessun protone, e la definizione successiva le include.

Acidi e basi di Lewis e complessazione

Secondo Lewis un acido è una specie che accetta una coppia di elettroni e una base una specie che la dona, formando un legame covalente in cui entrambi gli elettroni provengono dalla base (legame dativo). Il protone H⁺, con l'orbitale 1s vuoto, è un acido di Lewis; OH⁻, NH₃ e H₂O, con coppie solitarie, sono basi di Lewis. Ogni reazione acido-base di Brønsted-Lowry è anche una reazione di Lewis, ma non vale il contrario: il trifluoruro di boro BF₃, con l'ottetto incompleto, non ha protoni da cedere ma accetta volentieri la coppia solitaria dell'ammoniaca e forma il legame F₃B–NH₃. La stessa definizione riprende nella parte organica, dove serve a capire gli elettrofili e i nucleofili.

La complessazione è l'esempio più importante di reazione acido-base di Lewis. Uno ione metallico, che ha orbitali vuoti, si circonda di leganti, basi di Lewis con coppie solitarie, e forma un complesso di coordinazione: nel [Cu(NH₃)₄]²⁺, di colore blu intenso, quattro molecole di ammoniaca si legano allo ione rame(II); il numero di atomi donatori legati al metallo si chiama numero di coordinazione e vale spesso 4 o 6. La stabilità del complesso è misurata da una costante di formazione, che è una costante di equilibrio come le altre, e la complessazione può addirittura sciogliere un sale poco solubile: il cloruro d'argento, quasi insolubile, si scioglie in ammoniaca perché lo ione argento viene sottratto sotto forma del complesso [Ag(NH₃)₂]⁺, e l'equilibrio di solubilità si sposta. I leganti che legano il metallo con più atomi donatori sono detti chelanti e formano complessi particolarmente stabili: l'EDTA, per esempio, è usato come sequestrante di ioni metallici in alcuni alimenti. Complessi metallici sono anche l'eme dell'emoglobina, con il ferro, e la clorofilla, con il magnesio.

Collegamento: nell'ultima delle quattro classi di reazione non si scambiano protoni né coppie di elettroni ma elettroni singoli. È la chimica delle ossidoriduzioni.

Redox, potenziali ed elettrochimica

Una reazione redox è una reazione in cui variano i numeri di ossidazione. Un elemento che li aumenta si ossida (cede elettroni), uno che li diminuisce si riduce (li acquista), e i due processi avvengono sempre insieme: gli elettroni ceduti da una specie devono essere acquistati da un'altra. La specie che si ossida è il riducente, perché causa la riduzione dell'altra; quella che si riduce è l'ossidante. In Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu lo zinco passa da 0 a +2 (si ossida, è il riducente) e il rame da +2 a 0 (si riduce, è l'ossidante). Il ragionamento è utile fuori dal laboratorio: l'acido ascorbico è un antiossidante perché è un riducente che si ossida al posto di altre molecole, mentre l'ossigeno dell'aria è l'ossidante che determina l'irrancidimento e l'imbrunimento di molti alimenti.

Per bilanciare una redox si usa il metodo delle semireazioni: si individuano gli elementi che cambiano numero di ossidazione, si scrivono la semireazione di ossidazione e quella di riduzione, si bilanciano gli atomi (l'ossigeno con H₂O, l'idrogeno con H⁺ in ambiente acido) e poi le cariche con gli elettroni, si moltiplicano le semireazioni per rendere uguale il numero di elettroni scambiati e le si somma. Ad esempio, per lo ione permanganato che ossida il ferro(II): MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O e, da moltiplicare per cinque, Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. La somma è MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O, dove atomi e cariche sono uguali a sinistra e a destra (la carica totale è +17 da entrambi i lati). Prova a classificare sei trasformazioni:

Ogni semireazione ha una tendenza propria a procedere nel senso della riduzione, misurata dal suo potenziale standard di riduzione E° (in volt), riferito per convenzione all'elettrodo standard a idrogeno, che vale 0 V. Più E° è positivo, più la specie che si riduce è un ossidante forte; più è negativo, più la forma ridotta è un riducente forte. La pila Daniell è l'esempio classico: una lamina di zinco in una soluzione di ioni Zn²⁺ e una di rame in una soluzione di ioni Cu²⁺, collegate da un filo esterno e da un ponte salino. All'anodo avviene l'ossidazione (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻) e al catodo la riduzione (Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu); gli elettroni passano dall'anodo al catodo nel filo, mentre il ponte salino chiude il circuito con il movimento degli ioni. Con E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V ed E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V, la tensione standard della pila è E°_cella = E°_catodo − E°_anodo = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V: positiva, quindi la reazione è spontanea. Questo valore è collegato alla termodinamica dalla relazione ΔG° = −nFE°, dove n è il numero di elettroni scambiati e F la costante di Faraday, circa 96 485 C/mol: nella pila Daniell ΔG° ≈ −2 × 96 485 × 1,10 J/mol, cioè circa −212 kJ/mol. Nell'elenco delle lezioni l'Elettrochimica è l'ultima del modulo di chimica generale: dopo aver visto termodinamica e cinetica, la pila si rilegge come una reazione con ΔG negativo.

Collegamento: la pila dice che una reazione spontanea produce lavoro e che la tensione ne misura la forza motrice. La sesta unità didattica generalizza questa idea a qualsiasi trasformazione: che cosa decide se una reazione avviene o no.

Termodinamica: entalpia, entropia, energia libera

La termodinamica risponde alla domanda "perché avvengono le reazioni?", che è la formula usata dal programma ufficiale. Ogni trasformazione scambia energia con l'ambiente: per la prima legge l'energia totale si conserva, e cambia solo la sua distribuzione tra sistema e ambiente. L'entalpia H è la grandezza che, a pressione costante, misura il calore scambiato: la variazione ΔH è negativa nelle reazioni esotermiche, che cedono calore all'ambiente (la combustione del glucosio, con ΔH° di circa −2800 kJ per mole), e positiva in quelle endotermiche, che ne assorbono (la fusione del ghiaccio, circa +6,01 kJ/mol). Da sola, però, l'entalpia non basta a predire il verso: esistono processi spontanei endotermici, come la fusione del ghiaccio a temperatura ambiente.

Il secondo ingrediente è l'entropia S, una misura di come l'energia e la materia sono disperse tra i possibili stati microscopici, spesso descritta come "disordine". La seconda legge stabilisce che in un processo spontaneo l'entropia totale, del sistema più l'ambiente, aumenta. I due contributi si combinano nell'energia libera di Gibbs, ΔG = ΔH − TΔS: un processo a temperatura e pressione costanti è spontaneo se ΔG < 0, all'equilibrio se ΔG = 0, non spontaneo se ΔG > 0. I segni di ΔH e ΔS decidono se e a quale temperatura la spontaneità è possibile.

Le transizioni di fase sono il caso più intuitivo. Alla temperatura di transizione le due fasi sono in equilibrio e ΔG = 0, quindi T = ΔH/ΔS. Per la fusione dell'acqua, con ΔH = +6,01 kJ/mol e ΔS ≈ +22,0 J/(mol·K), T = 6010 / 22,0 ≈ 273 K, cioè 0 °C. Sotto questa temperatura il termine −TΔS pesa meno di ΔH e ΔG è positivo, cioè il ghiaccio non fonde: a −10 °C (263 K) ΔG ≈ 6010 − 263 × 22,0 = +224 J/mol. Sopra, il termine entropico prevale: a +10 °C (283 K) ΔG ≈ 6010 − 283 × 22,0 = −216 J/mol e il ghiaccio fonde spontaneamente. Per una reazione, l'energia libera di reazione ΔG° è legata alla costante di equilibrio da ΔG° = −RT ln K: se ΔG° è negativo K è maggiore di 1 e i prodotti sono favoriti. Il principio di Le Châtelier visto in precedenza trova qui la sua giustificazione: una perturbazione modifica Q rispetto a K, cioè ΔG, e il sistema evolve nel verso in cui ΔG si annulla.

Collegamento: la termodinamica dice se una reazione può avvenire, non quanto in fretta. Una reazione con ΔG fortemente negativo può essere lentissima: della velocità si occupa la cinetica.

Cinetica chimica e catalisi

La velocità di reazione è la variazione della concentrazione di un reagente (o di un prodotto) nell'unità di tempo. Sperimentalmente dipende dalle concentrazioni secondo la legge cinetica, v = k[A]^m[B]ⁿ, dove k è la costante cinetica e gli esponenti, gli ordini di reazione, si determinano con esperimenti e in generale non coincidono con i coefficienti stechiometrici, che descrivono la reazione complessiva e non il suo decorso. Una reazione di primo ordine ha velocità proporzionale alla concentrazione di un solo reagente, e il tempo necessario a dimezzarla è costante.

La costante k dipende soprattutto dalla temperatura, secondo l'equazione di Arrhenius, k = A · e^−E_a/RT. Perché le molecole reagiscano devono urtarsi con energia sufficiente a superare una barriera, l'energia di attivazione E_a; aumentando la temperatura cresce la frazione di urti che la supera, e la velocità cresce in modo esponenziale. Con E_a = 50 kJ/mol, passare da 25 °C a 35 °C moltiplica k per circa 1,9, cioè lo raddoppia quasi: è il motivo per cui il frigorifero rallenta le reazioni che degradano gli alimenti, e per cui la cottura le accelera. Un catalizzatore aumenta la velocità offrendo un percorso con un'energia di attivazione più bassa, ma non viene consumato e non cambia né ΔG né la costante di equilibrio: accelera nello stesso modo la reazione diretta e quella inversa, quindi fa raggiungere l'equilibrio più in fretta senza spostarlo. Gli enzimi sono catalizzatori biologici, e gli incontrerai nel dettaglio in Biochimica e chimica degli alimenti. Anche l'equilibrio ha una lettura cinetica: è la condizione in cui la velocità della reazione diretta e quella inversa sono uguali, e il rapporto tra le due costanti cinetiche dà la costante di equilibrio.

Collegamento: con la cinetica si chiude il modulo di Chimica Generale e Inorganica. Il secondo modulo riprende tutto questo — legame, polarità, acidità, meccanismo di reazione — applicandolo a una sola famiglia di composti, quelli del carbonio.

Il carbonio: ibridazione, acidità e basicità

Il carbonio ha configurazione elettronica 1s² 2s² 2p², quindi quattro elettroni di valenza, e nei composti organici forma quasi sempre quattro legami covalenti. Il modello dell'ibridazione, già incontrato nel primo modulo, spiega come: a seconda dei legami che il carbonio forma, i suoi orbitali si combinano in tre modi diversi, e da ognuno dipendono geometria, lunghezza e reattività del legame.

Il carattere s dell'orbitale ibrido (25% in sp³, 33% in sp², 50% in sp) ha un effetto che si ritroverà spesso: più un orbitale ha carattere s, più è vicino al nucleo e più il carbonio che lo usa si comporta da atomo elettronegativo. Da qui viene la differenza di comportamento tra il carbonio di un alcano e quello di un alchino.

Sull'acidità e basicità il corso ripropone le definizioni di Brønsted-Lowry e di Lewis, applicandole alle molecole organiche. Un composto organico è acido se cede facilmente un protone, e lo fa tanto più volentieri quanto più è stabile la sua base coniugata: contano l'elettronegatività dell'atomo che porta la carica negativa, la risonanza che la distribuisce su più atomi e gli effetti induttivi dei sostituenti vicini. Tre valori di pK_a danno un'idea dell'ordine di grandezza: l'etanolo è debolissimo (circa 16), il fenolo lo è meno (circa 10), l'acido acetico è nettamente più acido (4,76). Nelle sezioni che seguono ogni classe di composti sarà collocata su questa scala. Le definizioni di Lewis diventano nucleofilo (donatore di coppie di elettroni) ed elettrofilo (accettore), i due protagonisti di tutte le reazioni polari. Le reazioni organiche si raggruppano infine in poche famiglie: nell'addizione due molecole si uniscono in una sola, tipica dei legami multipli; nella sostituzione un atomo o un gruppo ne rimpiazza un altro; nell'eliminazione si perde una piccola molecola e si forma un legame multiplo.

Collegamento: si comincia dai composti più semplici, quelli formati soltanto da carbonio e idrogeno con legami singoli: gli alcani.

Alcani e cicloalcani

Gli alcani hanno formula generale C_nH_2n+2, hanno solo legami σ e carboni sp³ e sono apolari. La nomenclatura IUPAC parte da una regola valida per tutte le classi: si individua la catena continua più lunga e la si nomina con il prefisso numerico (met-, et-, prop-, but-, pent-, es-, ept-, ott-, non-, dec-) seguito dal suffisso -ano; poi si numera la catena in modo che i sostituenti ricevano i numeri più bassi possibili e li si elenca in ordine alfabetico. Il 2-metilbutano è quindi una catena di quattro atomi con un metile sul secondo. Con la stessa formula si possono costruire strutture diverse: è l'isomeria costituzionale, cioè stessi atomi collegati in modo diverso. C₄H₁₀ ha due isomeri (butano e 2-metilpropano), C₅H₁₂ tre, C₆H₁₄ cinque.

Le proprietà fisiche dipendono dalle sole forze di dispersione: il punto di ebollizione cresce con la lunghezza della catena (il pentano bolle a circa 36 °C, l'esano a circa 69 °C) e cala con la ramificazione, perché una molecola più compatta ha meno superficie di contatto (il 2,2-dimetilpropano, isomero del pentano, bolle a circa 10 °C). Gli alcani sono insolubili in acqua e meno densi di essa: un idrocarburo liquido, versato in acqua, galleggia. La rotazione attorno a un legame σ C–C è libera e produce le conformazioni, che il corso analizza a parte: nell'etano la conformazione sfalsata è più stabile di quella eclissata di circa 12 kJ/mol; nel butano, guardando lungo il legame centrale, la conformazione anti (metili a 180°) è più stabile di quella gauche (metili a 60°) per la minore repulsione sterica.

I cicloalcani, di formula C_nH_2n, hanno la catena chiusa ad anello e si nominano con il prefisso ciclo-. I piccoli anelli sono tesi: nel ciclopropano gli angoli di legame sono di 60°, molto lontani dal valore tetraedrico di 109,5°. Il cicloesano è invece privo di tensione perché assume la conformazione a sedia, in cui gli angoli sono quelli tetraedrici e i sostituenti occupano posizioni assiali (parallele all'asse dell'anello) o equatoriali (verso l'esterno). Le posizioni equatoriali sono più stabili perché evitano l'ingombro con gli altri sostituenti assiali, e le due sedie di un cicloesano sostituito si interconvertono continuamente, con la forma più stabile che prevale. Gli alcani sono poco reattivi, perché i loro legami sono forti e poco polari: nel piano dell'A.A. 2024/2025 il programma cita tra le loro reazioni la combustione e l'alogenazione radicalica.

Collegamento: se dalla catena si tolgono due idrogeni compare un doppio legame, che cambia geometria e reattività: sono gli alcheni.

Alcheni: nomenclatura e isomeria E/Z

Gli alcheni contengono almeno un doppio legame C=C, formula generale C_nH_2n per quelli con un solo doppio legame. Si nominano con il suffisso -ene, numerando la catena dall'estremo più vicino al doppio legame: 1-butene e 2-butene sono isomeri di posizione. Il doppio legame è un σ più un π, e il legame π ha due conseguenze: gli atomi coinvolti sono planari e la rotazione attorno al doppio legame è impedita, perché richiederebbe di rompere il π. Nasce così un nuovo tipo di isomeria: se ciascun carbonio del doppio legame porta due sostituenti diversi, esistono due composti che differiscono per la disposizione nello spazio. Nel 2-butene i due metili possono stare dalla stessa parte (cis) o da parti opposte (trans), e hanno proprietà fisiche diverse.

Con tre o quattro sostituenti diversi il prefisso cis/trans non è più univoco, e il programma introduce il sistema E/Z basato sulle regole di Cahn, Ingold e Prelog. Su ciascun carbonio del doppio legame si assegna la priorità ai due sostituenti in base al numero atomico dell'atomo direttamente legato (più alto, priorità maggiore; a parità si procede verso l'esterno). Se i due gruppi a priorità maggiore stanno dallo stesso lato del piano del doppio legame l'isomero è Z (zusammen), se stanno da lati opposti è E (entgegen). Nel 2-butene cis e trans coincidono con Z ed E. Le stesse regole di priorità servono, più avanti, per la configurazione R/S dei centri chirali.

Collegamento: il legame π è ricco di elettroni ed è più debole del σ: è il punto in cui gli alcheni reagiscono. Prima di vedere come, servono due termini che descrivono la direzione con cui gli elettroni si muovono.

Nucleofili, elettrofili e addizione elettrofila

Una reazione polare avviene quando una specie ricca di elettroni attacca una specie povera di elettroni. Il nucleofilo è la specie che dona una coppia di elettroni (OH⁻, NH₃, H₂O, ma anche il legame π di un alchene); l'elettrofilo è quella che la accetta (H⁺, i carbocationi, il carbonio parzialmente positivo di un gruppo carbonilico). I meccanismi si scrivono con frecce curve che partono dalla coppia di elettroni e indicano dove va a finire: sono lo strumento con cui si ragiona su tutte le reazioni del modulo, non un simbolismo da memorizzare.

Il primo meccanismo del corso è l'addizione elettrofila a un alchene, per esempio l'idroalogenazione di HBr al propene. Nel primo stadio, lento, il legame π attacca il protone di HBr e si forma un carbocatione, un intermedio di reazione con un carbonio a tre legami e carica positiva; nel secondo stadio, veloce, lo ione bromuro attacca il carbocatione e completa l'addizione. I carbocationi sono tanto più stabili quanto più sono sostituiti — terziario > secondario > primario > metile — perché i gruppi alchilici donano densità elettronica al carbonio positivo per effetto induttivo e per iperconiugazione. Nel propene, il protone può andare su due carboni: se si lega al carbonio terminale si forma un carbocatione secondario, se si lega a quello centrale uno primario. Prevale il percorso via carbocatione secondario e il prodotto principale è il 2-bromopropano. È la regola di Markovnikov: nell'addizione di HX a un alchene asimmetrico l'idrogeno si lega al carbonio che ha già più idrogeni, e X a quello più sostituito.

Con lo stesso schema si spiegano le altre addizioni del programma. L'idratazione, cioè l'addizione di acqua in ambiente acido, trasforma il propene in 2-propanolo, di nuovo secondo Markovnikov; l'alogenazione con Br₂ dà i dibromoalcani con i due atomi sui carboni adiacenti, e la scomparsa del colore bruno-rossastro del bromo è un semplice test per riconoscere un doppio legame. Il fatto che gli alcheni diano addizione, e non sostituzione come gli alcani, è coerente con quanto detto: rompere un π costa meno che rompere un σ.

Collegamento: anche i legami tripli sono ricchi di elettroni, e in molte molecole i legami multipli non sono isolati ma vicini, con effetti nuovi. Vale per gli alchini e per il concetto di risonanza in chimica organica.

Alchini e risonanza

Gli alchini hanno un triplo legame C≡C, formato da un σ e due π, con carboni sp e geometria lineare; la formula generale, con un solo triplo legame, è C_nH_2n−2. Si nominano con il suffisso -ino, numerando dall'estremo più vicino al triplo legame (l'alchino più semplice è l'etino, o acetilene) e, come gli alcheni, danno reazioni di addizione. Per il testo del programma ufficiale il punto di attenzione è soprattutto strutturale, e la lezione dedicata li affianca alla risonanza.

Il concetto è già stato visto nello ione carbonato, ma in chimica organica diventa lo strumento centrale per capire stabilità e reattività. Quando una struttura può essere disegnata in più modi che differiscono solo per la posizione degli elettroni (mai degli atomi), la molecola reale è un ibrido di risonanza di tutte le strutture limite, e ha energia più bassa di ciascuna di esse: è la delocalizzazione. Il primo esempio è lo ione acetato, in cui la carica negativa è distribuita in parti uguali sui due ossigeni e i due legami C–O sono identici; un altro è il carbocatione allilico, dove la carica positiva è condivisa da due carboni. Nel 1,3-butadiene, che ha due doppi legami alternati a uno singolo (un sistema coniugato), il legame centrale è più corto di un normale singolo per la stessa ragione. Le strutture limite più significative sono quelle con tutti gli ottetti completi, meno cariche separate e la carica negativa sull'atomo più elettronegativo. Un errore frequente è confondere la freccia a doppia punta della risonanza con la doppia freccia dell'equilibrio: nel primo caso c'è una sola specie, nel secondo due specie che si interconvertono. Nel piano dell'A.A. 2024/2025 il programma cita anche i dieni e gli effetti di coniugazione, con polimeri sintetici e naturali.

Collegamento: quando la delocalizzazione riguarda un anello intero e sei elettroni, la stabilità diventa eccezionale. È il caso del benzene.

Benzene, aromaticità e sostituzione elettrofila

Il benzene, C₆H₆, è un anello planare di sei carboni sp², con sei elettroni π distribuiti uniformemente sull'intero anello: tutti i legami C–C sono identici, di lunghezza intermedia tra singolo e doppio, e le due formule di Kekulé sono le strutture limite di un unico ibrido di risonanza. Questa delocalizzazione lo rende molto più stabile di quanto sarebbe un ipotetico cicloesatriene, con un'energia di risonanza dell'ordine di 150 kJ/mol. Il criterio di aromaticità richiede una molecola ciclica, planare, con un sistema di orbitali p completamente coniugato e con un numero di elettroni π pari a 4n + 2 (regola di Hückel): con n = 1 sono sei, come nel benzene. I composti aromatici si nominano come derivati del benzene: toluene (metilbenzene), fenolo, anilina, acido benzoico. Quando l'anello ha due sostituenti la loro posizione relativa si indica con i prefissi orto (adiacenti), meta (separati da un carbonio) e para (opposti). Nel piano dell'A.A. 2024/2025 sono citati anche i sistemi eteroaromatici, in cui un atomo dell'anello non è carbonio, oltre a fenoli e ammine aromatiche.

Poiché l'aromaticità è un guadagno di stabilità, il benzene non dà addizione come gli alcheni: reagirebbe perdendola. Dà invece sostituzione elettrofila aromatica (SEAr), in cui un elettrofilo rimpiazza un idrogeno e l'anello resta intatto. Il meccanismo dell'alogenazione mostra i tre passaggi: il bromo, da solo poco reattivo verso il benzene, viene attivato da un acido di Lewis come FeBr₃, che lo rende un elettrofilo forte; gli elettroni π attaccano l'elettrofilo e formano un carbocatione stabilizzato per risonanza, il complesso σ (o catione arenio), che ha perso momentaneamente l'aromaticità; infine una base strappa il protone dal carbonio sostituito, l'aromaticità si ristabilisce e si ottengono bromobenzene e HBr.

Su un anello già sostituito un secondo elettrofilo non si comporta sempre allo stesso modo. Il primo sostituente influenza sia la reattività (l'anello reagisce più o meno in fretta del benzene) sia l'orientamento (dove entra il secondo gruppo). I gruppi attivanti cedono densità elettronica all'anello, per effetto induttivo o per effetto mesomerico (risonanza), e lo rendono più reattivo: orientano in orto e para. I gruppi disattivanti la sottraggono e rendono l'anello meno reattivo: orientano in meta, con un'eccezione importante, gli alogeni, che disattivano l'anello con l'effetto induttivo ma orientano in orto e para grazie alle coppie solitarie che donano per risonanza. Prova a classificare sei sostituenti:

Collegamento: dai due idrocarburi si passa ai composti con ossigeno. Il primo gruppo funzionale del programma ha un ossigeno legato a un solo carbonio: alcoli ed eteri.

Alcoli ed eteri

Negli alcoli un gruppo ossidrile –OH è legato a un carbonio sp³. Si nominano con il suffisso -olo, numerando la catena in modo che l'OH riceva il numero più basso (2-propanolo, non 1-metiletanolo); si classificano come primari, secondari o terziari a seconda che il carbonio con l'OH sia legato a uno, due o tre altri carboni, e quando i gruppi OH sono più d'uno si parla di polioli, come il glicerolo. Il gruppo –OH forma legami a idrogeno, e questo cambia le proprietà fisiche in modo evidente: l'etanolo (C₂H₆O) bolle a 78 °C, mentre il suo isomero dimetiletere, che ha lo stesso numero di atomi ma non ha idrogeni legati a ossigeno, bolle a circa −24 °C. Gli alcoli a catena corta sono miscibili con l'acqua, e la solubilità cala man mano che la parte apolare della molecola si allunga.

Sul piano acido-base gli alcoli alifatici sono acidi debolissimi, con un pK_a di circa 16 (l'acqua ha 15,7), e non reagiscono con basi come NaOH. I fenoli, con l'OH legato direttamente a un anello aromatico, sono più acidi, con un pK_a di circa 10, per una ragione che si legge con gli strumenti visti finora: lo ione fenossido è stabilizzato dalla risonanza, perché la carica negativa si delocalizza dall'ossigeno sull'anello. Con lo stesso ragionamento, sostituenti elettron-attrattori sull'anello rendono il fenolo ancora più acido. Gli eteri, R–O–R', hanno l'ossigeno tra due gruppi carboniosi, non hanno idrogeni con cui formare legami a idrogeno tra loro e quindi bollono a temperature relativamente basse; sono poco reattivi e per questo sono usati come solventi. Si nominano di solito indicando i due gruppi legati all'ossigeno o, con la regola sistematica, come alcossialcani (metossietano). Alcoli ed eteri, in una forma o nell'altra, sono ovunque negli alimenti: etanolo, glicerolo, il mentolo, il colesterolo e i polifenoli dei vegetali.

Nel piano dell'A.A. 2024/2025 il programma dedica agli eteri un'unità propria: la sintesi di Williamson, in cui un alcossido (RO⁻) sostituisce un alogenuro alchilico e forma un etere, e gli epossidi, eteri ciclici a tre atomi molto reattivi per la tensione dell'anello, che si aprono con i nucleofili. Il ragionamento è lo stesso della sezione seguente.

Collegamento: nelle videolezioni dopo gli alcoli si passa agli alogenuri alchilici, dove il legame carbonio-eteroatomo è ancora polarizzato ma il gruppo che si stacca è un alogeno.

Nelle videolezioni: alogenuri alchilici, SN1, SN2 ed eliminazioni

Tra le lezioni pubblicate in scheda compaiono Alogenuri alchilici e Reazioni di Sostituzione Nucleofila e Reazioni di Sostituzione Nucleofila SN1 e Reazioni di Eliminazione, che il testo del programma dell'A.A. 2026/2027 non elenca, e che nel piano dell'A.A. 2024/2025 compaiono come alogenuri alchilici, SN2, SN1, E2 ed E1: conviene controllarne i contenuti direttamente in piattaforma. I concetti di base sono questi. Un alogenuro alchilico, R–X, ha un legame C–X polarizzato, con carbonio parzialmente positivo: è un elettrofilo, e l'alogeno può staccarsi come ione alogenuro, che è un buon gruppo uscente perché è la base coniugata debole di un acido forte. Se un nucleofilo prende il posto dell'alogeno si ha una sostituzione nucleofila; se invece una base strappa un idrogeno dal carbonio adiacente e l'alogeno se ne va, si forma un alchene: è l'eliminazione.

Le due reazioni di eliminazione hanno gli stessi due meccanismi: nella E2 una base forte strappa il protone mentre l'alogeno se ne va, tutto in un solo stadio; nella E1 si passa dal carbocatione, che poi perde un protone. Quando l'eliminazione può dare più alcheni prevale quello più sostituito, più stabile (regola di Zaitsev). Sostituzione ed eliminazione sono in competizione: una base forte e ingombrata e la temperatura elevata favoriscono l'eliminazione, un buon nucleofilo poco basico la sostituzione. Il punto da fissare è che il meccanismo dipende dalla struttura del substrato e dalle condizioni: non esiste una reazione "di" un alogenuro, esiste una scelta tra quattro percorsi.

Collegamento: negli SN1 e negli SN2 il risultato dipende dalla disposizione nello spazio dei sostituenti attorno al carbonio. Il programma dedica a questo aspetto un blocco autonomo, la stereoisomeria.

Stereoisomeria: chiralità, R/S e diastereoisomeri

Gli isomeri sono composti con la stessa formula molecolare. Se differiscono per il modo in cui gli atomi sono collegati sono costituzionali (di catena, di posizione, di gruppo funzionale: etanolo e dimetiletere). Se gli atomi sono collegati nello stesso modo ma disposti diversamente nello spazio sono stereoisomeri, e il programma ne distingue i tipi principali.

Una molecola è chirale se non è sovrapponibile alla propria immagine speculare, come una mano destra e una sinistra. Il caso tipico è un carbonio legato a quattro sostituenti diversi, uno stereocentro (o centro chirale). Le due forme speculari sono enantiomeri. Hanno identiche proprietà fisiche e chimiche in un ambiente non chirale — stesso punto di fusione, stessa solubilità — e si distinguono per due aspetti: la rotazione del piano della luce polarizzata e il comportamento verso altre molecole chirali. La configurazione assoluta si indica con i descrittori R e S: si assegnano le priorità ai quattro sostituenti con le regole di Cahn, Ingold e Prelog già viste per E/Z, si orienta la molecola con il sostituente a priorità più bassa lontano dall'osservatore e si guarda il senso 1 → 2 → 3: orario significa R (rectus), antiorario S (sinister). Due enantiomeri hanno descrittori opposti su ogni stereocentro.

L'attività ottica è la proprietà di una sostanza chirale di ruotare il piano della luce polarizzata; si misura con il polarimetro e si esprime con la rotazione specifica, dove l'angolo osservato è diviso per la concentrazione e per la lunghezza del cammino ottico. Un enantiomero ruota a destra (destrogiro, +) e l'altro dello stesso angolo a sinistra (levogiro, −). Il segno della rotazione è un dato sperimentale e non ha nessuna relazione diretta con R e S: un composto (R) può essere sia destrogiro sia levogiro. Una miscela 50:50 di due enantiomeri è un racemato e non ruota il piano della luce, perché le rotazioni si compensano. Anche se le proprietà fisiche sono uguali, il corpo distingue gli enantiomeri, perché enzimi e recettori sono a loro volta chirali: il (R)-carvone ha l'odore della menta, il (S)-carvone quello dei semi di carvi.

Con più stereocentri il numero massimo di stereoisomeri è 2ⁿ, con n numero di stereocentri. Gli stereoisomeri che non sono immagini speculari sono diastereoisomeri, e a differenza degli enantiomeri hanno proprietà fisiche diverse, quindi si possono separare con i metodi ordinari. Un caso particolare è il composto meso: ha stereocentri ma un piano di simmetria interno lo rende identico alla propria immagine speculare, quindi è achirale e otticamente inattivo. L'acido tartarico, con due stereocentri, ne è l'esempio: invece di quattro stereoisomeri ne ha tre, la coppia di enantiomeri (R,R) e (S,S) e il composto meso (R,S), che è diastereoisomero di entrambi. Per rappresentare molecole con più stereocentri si usano le proiezioni di Fischer: la catena carboniosa è disegnata in verticale, con il carbonio più ossidato in alto; i legami verticali si intendono diretti dietro il piano del foglio, quelli orizzontali verso l'osservatore. Scambiare due sostituenti sullo stesso stereocentro inverte la configurazione, mentre ruotare la proiezione di 180° nel piano del foglio non la modifica. È la notazione con cui si scrivono zuccheri e amminoacidi, e serve nelle sezioni seguenti.

Collegamento: conclusa la struttura tridimensionale degli idrocarburi e dei composti con un solo legame al carbonio funzionale, si passa ai gruppi in cui il carbonio è legato a un ossigeno con un doppio legame. Il primo è il gruppo carbonilico.

Aldeidi e chetoni

Nel gruppo carbonilico C=O il carbonio è sp², planare, con angoli di circa 120°, ed è legato all'ossigeno da un σ e un π. L'ossigeno, più elettronegativo, sposta a sé gli elettroni: il carbonio è parzialmente positivo e l'ossigeno parzialmente negativo. Nelle aldeidi il carbonile è legato ad almeno un idrogeno e sta in fondo alla catena (suffisso -ale: metanale, o formaldeide; etanale, o acetaldeide); nei chetoni è legato a due carboni e sta all'interno della catena (suffisso -one: propanone, o acetone). Come per gli alcoli, si numera in modo che il carbonile riceva il numero più basso. Le molecole polari si attraggono più degli alcani ma, non avendo idrogeni legati a ossigeno, non formano legami a idrogeno tra loro: i punti di ebollizione stanno a metà strada (l'acetone bolle a 56 °C, contro i −42 °C del propano e i 97 °C del 1-propanolo). I termini più piccoli sono solubili in acqua, perché il carbonile accetta legami a idrogeno dall'acqua.

La polarità del carbonile determina la reattività: il carbonio è un elettrofilo e viene attaccato da nucleofili. È il meccanismo di addizione nucleofila: il nucleofilo attacca il carbonio, gli elettroni del π si spostano sull'ossigeno, che diventa uno ione alcossido tetraedrico, e questo si protona a dare un alcol. Le aldeidi sono più reattive dei chetoni, per due ragioni: hanno un solo gruppo alchilico che ingombra e che dona densità elettronica, quindi il carbonio è più accessibile e più positivo. L'addizione di acqua dà un idrato, in genere poco favorito. L'addizione di un alcol dà un emiacetale (con un chetone, emichetale) e, con un secondo alcol in ambiente acido e con perdita di acqua, un acetale. È il passaggio da tenere presente: la forma ciclica del glucosio è un emiacetale intramolecolare, e il legame che unisce gli zuccheri tra loro è un legame acetalico. Nel piano dell'A.A. 2024/2025 il programma cita anche l'addizione di ammine, che dà immine, e le ossidazioni delle aldeidi ad acidi carbossilici, su cui si basano i saggi di riconoscimento: un chetone, a differenza di un'aldeide, non si ossida facilmente.

Il carbonio adiacente al carbonile si chiama carbonio α, e gli idrogeni che porta sono debolmente acidi (pK_a circa 19-20 per un chetone come l'acetone, molto più acidi di quelli di un alcano), perché la base coniugata, lo enolato, è stabilizzato dalla risonanza: la carica negativa si distribuisce tra carbonio α e ossigeno. Due fenomeni ne derivano. Nella tautomeria cheto-enolica la forma chetonica e quella enolica, un alchene con un OH sul carbonio del doppio legame, si interconvertono per spostamento di un protone e del doppio legame, con la forma chetonica di solito nettamente prevalente. Nella condensazione aldolica un enolato, nucleofilo, attacca il carbonile di un'altra molecola, elettrofila, e forma un legame carbonio-carbonio: due molecole di etanale danno il 3-idrossibutanale, un aldolo. Reazioni di questo tipo, in versione biologica, compaiono nel metabolismo degli zuccheri.

Collegamento: se sul carbonio del carbonile, oltre all'ossigeno con il doppio legame, si aggiunge un gruppo –OH, si ottiene una classe con proprietà nuove, in cui la reazione non è più un'addizione: gli acidi carbossilici.

Acidi carbossilici e derivati

Gli acidi carbossilici hanno il gruppo carbossile –COOH, in cui il carbonile e l'ossidrile stanno sullo stesso carbonio. Si nominano con la formula "acido … -oico" (acido etanoico, cioè acido acetico) e molti hanno nomi d'uso: formico, acetico, propionico, butirrico, benzoico. Gli acidi grassi, che si incontrano tra i lipidi, sono acidi carbossilici a catena lunga. Il carbossile forma legami a idrogeno molto forti, tanto che due molecole si associano in dimeri: l'acido acetico bolle a 118 °C, ben sopra il 1-propanolo, di massa simile (97 °C). I termini piccoli sono miscibili con l'acqua, e la solubilità cala con l'allungarsi della catena.

Sono, per definizione, acidi: l'acido acetico ha pK_a 4,76, più di 10¹¹ volte più acido di un alcol. La ragione è quella già usata: lo ione carbossilato è stabilizzato dalla risonanza, con la carica negativa distribuita in parti uguali sui due ossigeni. Anche l'effetto induttivo conta: un sostituente elettronegativo vicino al carbossile lo rende più acido (l'acido cloroacetico ha pK_a 2,87), e tra acidi aromatici e alifatici l'acido benzoico (4,20) è un poco più acido dell'acetico. La salificazione con una base forte dà il sale: RCOOH + NaOH → RCOO⁻ Na⁺ + H₂O. Il concetto ha ricadute negli alimenti: sorbico, benzoico e propionico sono acidi carbossilici usati come conservanti, e i loro sali di sodio, potassio o calcio, più solubili in acqua, sono le forme spesso impiegate.

Dal carbossile derivano, sostituendo il gruppo –OH, i derivati degli acidi carbossilici: cloruri acilici (–Cl), anidridi (–OCOR), esteri (–OR') e ammidi (–NR₂). Reagiscono tutti per sostituzione nucleofila acilica: il nucleofilo attacca il carbonile, come nell'addizione nucleofila, ma poi il gruppo che era legato al carbonio si stacca, e il carbonile si ricostituisce. Con le aldeidi e i chetoni questo secondo passo non c'è, perché H⁻ e R⁻ sono gruppi uscenti pessimi; con questi derivati sì, ed è per questo che si parla di sostituzione e non di addizione. La reattività segue la qualità del gruppo uscente e la donazione di elettroni al carbonile: cloruri > anidridi > esteri > ammidi. Un derivato più reattivo può essere trasformato in uno meno reattivo: un cloruro acilico con un alcol dà un estere, con un'ammina un'ammide.

Tra le sostituzioni acile il programma cita due reazioni. La esterificazione di Fischer forma un estere da acido carbossilico e alcol, con catalisi acida: RCOOH + R'OH ⇌ RCOOR' + H₂O. È una reazione all'equilibrio, con costante dell'ordine di 4 per acido acetico ed etanolo, e per spostarla verso l'estere si usa un eccesso di uno dei reagenti o si rimuove l'acqua man mano che si forma: è il principio di Le Châtelier applicato alla sintesi. L'idrolisi basica degli esteri (saponificazione) è la reazione inversa in ambiente basico, con un'importante differenza: l'acido carbossilico che si forma viene subito trasformato in carbossilato dalla base, e questo non può più reagire con l'alcol, quindi la reazione è irreversibile. Gli esteri hanno un'importanza pratica: molte sostanze che danno aroma ai frutti sono esteri (l'acetato di isoamile ha l'odore di banana, il butirrato di etile di ananas). Le ammidi, infine, hanno una particolarità: la coppia solitaria dell'azoto si delocalizza sul carbonile per risonanza, quindi l'azoto non è basico, il legame C–N ha carattere di doppio legame e il gruppo è planare e poco reattivo. È esattamente la struttura del legame peptidico. Nel piano dell'A.A. 2024/2025 sono elencate, in più, la transesterificazione, la riduzione degli esteri con idruri metallici, i nitrili e la decarbossilazione dei β-chetoacidi.

Collegamento: anche l'azoto, come l'ossigeno, ha coppie solitarie. Quando non è impegnato in un'ammide, la sua coppia è disponibile e diventa il centro basico e nucleofilo di un'altra classe: le ammine.

Ammine

Le ammine derivano dall'ammoniaca per sostituzione di uno, due o tre idrogeni con gruppi alchilici o arilici: sono primarie, secondarie o terziarie a seconda del numero di gruppi legati all'azoto. È un criterio diverso da quello degli alcoli, dove conta il numero di carboni legati al carbonio con l'OH, e un errore frequente. Si nominano come alchilammine (metilammina, dimetilammina) o, con la regola sistematica, con il suffisso -ammina; quando compaiono come sostituenti si usa il prefisso ammino-, e i gruppi legati all'azoto si indicano con il simbolo N (N-metil…). L'azoto è ibridato sp³, con geometria piramidale e una coppia solitaria: è questa a renderlo una base e un nucleofilo. In acqua l'ammina accetta un protone e dà lo ione ammonio, RNH₃⁺; con un acido forte si ottiene direttamente il sale, come RNH₃⁺ Cl⁻, solubile in acqua. Le ammine primarie e secondarie hanno anche un legame N–H e formano legami a idrogeno, ma più deboli di quelli degli alcoli, perché l'azoto è meno elettronegativo dell'ossigeno.

Il programma chiede di conoscere la scala di basicità. La forza di una base si misura con il pK_a dell'acido coniugato, lo ione ammonio: più è grande, più la base è forte. Le ammine alifatiche sono più basiche dell'ammoniaca (pK_a dello ione ammonio 9,25) perché i gruppi alchilici donano densità elettronica all'azoto e stabilizzano il catione: metilammina 10,64, dimetilammina 10,73, trimetilammina 9,80. Sulla trimetilammina si inverte la tendenza perché l'ingombro e la minore solvatazione dello ione prevalgono. Le ammine aromatiche come l'anilina, con pK_a di circa 4,6, sono molto meno basiche perché la coppia dell'azoto si delocalizza nell'anello. Le ammidi, infine, per la risonanza descritta sopra, sono praticamente neutre. In sintesi: ammine alifatiche > ammoniaca > ammine aromatiche >> ammidi.

Le ammine sono importanti per gli alimenti. Il gruppo –NH₂ è alla base degli amminoacidi. Le ammine biogene, come l'istamina, la putrescina e la cadaverina, si formano per decarbossilazione degli amminoacidi negli alimenti alterati o fermentati; la trimetilammina, volatile, è responsabile dell'odore caratteristico del pesce, e spremere del limone sul pesce lo attenua perché protona l'ammina e la trasforma in uno ione ammonio non volatile. Il testo del programma, in entrambi i piani, si ferma a struttura, classificazione, nomenclatura e basicità; nell'elenco delle videolezioni dell'A.A. 2026/2027 compare però anche Ammine: preparazioni e reazioni, non descritta nel testo, quindi conviene controllarne il contenuto in piattaforma.

Collegamento: con le ammine si chiude il catalogo dei gruppi funzionali. Ora quei gruppi si ritrovano insieme, nelle molecole che compongono gli alimenti: prima i carboidrati.

Carboidrati

I carboidrati sono, nella loro forma più semplice, polidrossialdeidi o polidrossichetoni, cioè molecole con un gruppo carbonilico e più gruppi –OH; molti hanno formula (CH₂O)_n. Se il carbonile è di tipo aldeidico sono aldosi, se è di tipo chetonico sono chetosi. I tre monosaccaridi che il programma cita per nome sono tutti esosi di formula C₆H₁₂O₆: il glucosio è un aldoso, il fruttosio un chetoso e il galattosio un aldoso che differisce dal glucosio solo per la configurazione di un carbonio. Il glucosio ha quattro stereocentri, quindi 2⁴ = 16 possibili aldoesosi: la serie D raccoglie gli zuccheri in cui lo stereocentro più lontano dal carbonile ha la stessa configurazione della D-gliceraldeide, cioè, in proiezione di Fischer, l'OH a destra. Glucosio, fruttosio e galattosio naturali appartengono a questa serie.

In soluzione acquosa gli zuccheri non sono quasi mai a catena aperta. Il carbonile può essere attaccato da un ossidrile della stessa molecola: nel glucosio l'OH del carbonio 5 attacca il carbonio 1 e chiude un anello a sei atomi, un emiacetale ciclico detto piranosio. Nel fruttosio l'OH del carbonio 5 può attaccare il carbonio 2, che è il carbonile chetonico, e chiudere un anello a cinque atomi, il furanosio: è la forma in cui il fruttosio compare nel saccarosio. La rappresentazione dell'anello in forma piana, con i gruppi –OH orientati verso l'alto o verso il basso, è la proiezione di Haworth; la forma reale è a sedia, e nel β-D-glucopiranosio tutti i sostituenti sono in posizione equatoriale, ragione della sua stabilità. Nella chiusura dell'anello il carbonio 1, il carbonio anomerico, diventa un nuovo stereocentro: i due possibili stereoisomeri sono gli anomeri α (OH anomerico dal lato opposto al gruppo CH₂OH, verso il basso in Haworth) e β (dallo stesso lato, verso l'alto). Sono diastereoisomeri, con proprietà distinte. In soluzione si interconvertono passando per la forma aperta, fino a un equilibrio: è la mutarotazione, che si osserva con il polarimetro perché la rotazione specifica dell'α-D-glucopiranosio (+112°) e quella del β (+18,7°) convergono verso il valore di equilibrio, +52,7°. All'equilibrio il β è circa i due terzi del totale, l'α circa un terzo, e la forma aperta è una frazione minima.

Le reazioni dei monosaccaridi sono quelle del carbonile e degli ossidrili. Poiché la forma aperta è sempre presente in equilibrio, un aldoso può essere ossidato ad acido: gli zuccheri con questo comportamento sono detti riducenti perché riducono ossidanti blandi (i reattivi di Fehling e di Tollens). Anche il fruttosio, che è un chetoso, è riducente, perché in ambiente basico si converte in aldoso per tautomeria. La riduzione del carbonile dà un poliolo: il glucosio, ridotto, dà sorbitolo, un dolcificante. Se l'OH emiacetalico reagisce con un alcol si ottiene un acetale, detto glicosidico: il legame ha carattere stabile e blocca la mutarotazione, ed è quello che unisce gli zuccheri. Nel piano dell'A.A. 2024/2025 il programma cita anche le reazioni con le ammine e, in particolare, la reazione di Maillard: il carbonile di uno zucchero riducente e il gruppo amminico di un amminoacido o di una proteina reagiscono per riscaldamento e, attraverso molti stadi, formano pigmenti bruni (le melanoidine) e composti aromatici; è ciò che colora e profuma la crosta del pane o il caffè tostato, ma con alcuni alimenti amidacei ad alta temperatura porta anche alla formazione di acrilammide, a partire dall'amminoacido asparagina.

Il testo del programma dell'A.A. 2026/2027 si ferma ai monosaccaridi, ma l'elenco delle videolezioni comprende Carboidrati: di- e polisaccaridi e il piano dell'A.A. 2024/2025 li descrive per nome. Sono zuccheri più complessi, ottenuti dall'unione di monosaccaridi con il legame glicosidico: da un composto all'altro cambiano solo i monosaccaridi coinvolti e il tipo di legame.

Nei quattro disaccaridi il gruppo emiacetalico è libero, e quindi zucchero riducente, in tutti tranne che nel saccarosio, dove il legame coinvolge entrambi i carboni anomerici. L'idrolisi del saccarosio, con un acido o con l'enzima invertasi, dà glucosio e fruttosio in parti uguali: la miscela è detta zucchero invertito perché il saccarosio ruota la luce polarizzata a destra (+66,5°) mentre la miscela ruota a sinistra (circa −20°), per il forte contributo levogiro del fruttosio, e ha un potere dolcificante maggiore. Tra i polisaccaridi, amido e cellulosa hanno la stessa unità, il glucosio, e differiscono solo per l'anomeria del legame: α nell'amido, β nella cellulosa. È una differenza minima di struttura ma ha un enorme effetto sul comportamento: le catene di amido si avvolgono in eliche e gli enzimi digestivi umani le idrolizzano, mentre quelle di cellulosa sono dritte e associate tra loro da legami a idrogeno, e l'uomo non possiede enzimi capaci di rompere il legame β, quindi la cellulosa è una fibra alimentare. L'amilosio è la componente lineare dell'amido, l'amilopectina quella ramificata, con una ramificazione α(1→6) ogni 20-30 unità circa; il glicogeno, riserva degli animali, ha la stessa struttura dell'amilopectina, ma ancora più ramificata.

Collegamento: gli zuccheri usano ossidrili e carbonili. Le proteine, l'altra grande classe di biomolecole degli alimenti, usano invece ammine e acidi carbossilici, riuniti nella stessa molecola: gli amminoacidi.

Amminoacidi e legame peptidico

Un α-amminoacido ha un carbonio (il carbonio α) legato a un gruppo amminico, a un gruppo carbossilico, a un idrogeno e a un gruppo variabile R, la catena laterale. Gli amminoacidi che costituiscono le proteine sono venti e si distinguono per R; con l'eccezione della glicina, in cui R è un idrogeno, tutti hanno un carbonio α chirale, e in natura sono presenti nella serie L: in proiezione di Fischer, con il carbossile in alto, il gruppo –NH₂ sta a sinistra. Nel sistema R/S quasi tutti gli L-amminoacidi sono (S), con la cisteina come eccezione a causa delle priorità determinate dallo zolfo. Il gruppo R ne determina il comportamento e permette di raggruppare i venti amminoacidi in classi (i testi possono spostare qualche amminoacido da una classe all'altra).

Gli amminoacidi hanno sia un gruppo acido sia uno basico, e questo ne governa le proprietà acido-base. Il carbossile ha pK_a intorno a 2, il gruppo amminico protonato, –NH₃⁺, intorno a 9-10. A un pH intermedio il carbossile ha già ceduto il protone e l'ammina lo ha ancora: la molecola porta le due cariche opposte, è uno ione dipolare, lo zwitterione H₃N⁺–CHR–COO⁻, e la forma neutra non ionizzata non esiste in acqua. Il pH a cui la carica netta è zero è il punto isoelettrico, che per un amminoacido con catena laterale neutra è la media dei due pK_a: per la glicina, con pK_a 2,34 e 9,60, vale (2,34 + 9,60)/2 = 5,97. A pH inferiore l'amminoacido è un catione, a pH superiore un anione, e la solubilità è minima al punto isoelettrico: la stessa ragione per cui la caseina del latte, con punto isoelettrico intorno a pH 4,6, precipita quando il latte si acidifica.

Il legame peptidico è un legame ammidico tra il carbossile di un amminoacido e il gruppo amminico del successivo, formato con perdita di una molecola d'acqua. Come in tutte le ammidi, la risonanza dà al legame C–N un parziale carattere di doppio legame: il gruppo è planare e non ruota liberamente, e questo vincola la forma delle proteine. Due amminoacidi uniti formano un dipeptide, e la catena ha una direzione, dall'estremità amminica (N-terminale) a quella carbossilica (C-terminale): glicina-alanina e alanina-glicina sono due dipeptidi diversi, e con venti amminoacidi i dipeptidi possibili sono 20² = 400. Catene di poche unità sono oligopeptidi, catene lunghe polipeptidi e proteine; l'aspartame, dolcificante di sintesi, è l'estere metilico di un dipeptide di acido aspartico e fenilalanina. Due delle lezioni finali sono dedicate a struttura, proprietà e classificazione dei peptidi; il piano dell'A.A. 2024/2025 cita anche le proteine negli alimenti, un tema che si sviluppa poi in Biochimica e chimica degli alimenti.

Collegamento: l'ultima classe di molecole del programma non è polimerica e non ha un gruppo funzionale distintivo: i lipidi, riuniti dalla scarsa solubilità in acqua, che in gran parte sono esteri.

Lipidi: trigliceridi, saponi e acidi grassi

I trigliceridi sono esteri del glicerolo, che ha tre gruppi –OH, con tre acidi grassi: si formano con tre esterificazioni, e i tre acidi grassi possono essere uguali o diversi. Sono la componente principale di grassi (solidi a temperatura ambiente, come burro e strutto) e oli (liquidi, come l'olio d'oliva); le due categorie non differiscono per la classe di molecole ma per la composizione in acidi grassi. Gli acidi grassi naturali sono acidi carbossilici a catena lineare, in genere con un numero pari di atomi di carbonio, spesso 16 o 18. Sono saturi se hanno solo legami singoli (acido palmitico, 16 carboni, e stearico, 18) e insaturi se hanno uno o più doppi legami (oleico, con un doppio legame; linoleico, con due). Nelle molecole naturali i doppi legami sono quasi sempre di configurazione cis, e si applica quanto detto sull'isomeria geometrica: un doppio legame cis piega la catena.

La tabella mostra che a parità di lunghezza il punto di fusione cala drasticamente con i doppi legami cis: le catene sature sono dritte, si impacchettano bene e sono tenute insieme da forze di dispersione intense; quelle piegate dai doppi legami cis si impacchettano male, e i grassi che ne contengono molte sono liquidi. Per questo gli oli vegetali, ricchi di acidi insaturi, sono liquidi, mentre i grassi animali, più saturi, sono solidi. L'isomero trans dell'oleico, l'acido elaidico, ha una catena quasi lineare come quella di un saturo e fonde a una temperatura molto più alta.

Da qui la reazione più citata del programma, l'idrogenazione catalitica degli oli: l'idrogeno, in presenza di un catalizzatore metallico come nichel o palladio, si addiziona ai doppi legami e li satura, e l'olio liquido diventa un grasso semisolido, come nelle margarine. Se l'idrogenazione è parziale, il catalizzatore può anche isomerizzare alcuni doppi legami da cis a trans senza saturarli, ed è così che si formano gli acidi grassi trans, oggi limitati dalla normativa europea per i loro effetti sfavorevoli sulla salute cardiovascolare. Il collegamento con quanto visto è diretto: l'idrogenazione è un'addizione al doppio legame, e l'isomerizzazione cis/trans è l'isomeria geometrica degli alcheni.

L'idrolisi basica di un trigliceride con NaOH o KOH è la saponificazione: si ottengono glicerolo e tre sali di acidi grassi, i saponi, per lo stesso meccanismo dell'idrolisi basica degli esteri. Un sapone ha una testa polare, il gruppo carbossilato, idrofila, e una lunga coda idrocarburica, apolare e idrofoba: è una molecola anfifilica. In acqua le code si raccolgono all'interno, attorno al grasso o allo sporco, mentre le teste rimangono a contatto con l'acqua, e si formano micelle che disperdono il grasso e lo rendono asportabile con il risciacquo. In acqua dura i saponi perdono efficacia perché gli ioni Ca²⁺ e Mg²⁺ formano sali poco solubili, e riprende il concetto di prodotto di solubilità.

Le videolezioni comprendono anche Lipidi: trigliceridi e fosfolipidi e Lipidi: terpeni e steroidi, che il testo del programma non descrive: conviene controllarne il contenuto in piattaforma. Sono le altre grandi famiglie di lipidi. I fosfolipidi hanno glicerolo, due acidi grassi e un gruppo fosfato legato a una testa polare (la lecitina, con colina, è un emulsionante alimentare): sono anfifilici come i saponi, e formano le membrane cellulari. I terpeni sono costruiti a partire da unità a cinque atomi di carbonio, gli isoprenoidi (il limonene, il mentolo, i carotenoidi); gli steroidi hanno uno scheletro di quattro anelli fusi, di cui il colesterolo è l'esempio più noto.

Collegamento: con i lipidi si chiude il catalogo delle classi di composti. Restano da mettere in ordine i gruppi funzionali incontrati lungo il percorso, che sono facili da confondere tra loro.

Sintesi: i gruppi funzionali a confronto

Alcoli, aldeidi e chetoni, acidi carbossilici, esteri e ammine compaiono in sezioni diverse del modulo, ma vanno letti insieme: uno degli obiettivi ufficiali della parte organica è riconoscere i gruppi funzionali di una molecola e prevederne reattività e proprietà fisico-chimiche a partire dalla struttura, e per farlo bisogna saperli distinguere l'uno dall'altro. Scegli una dimensione per metterli a confronto.

Collegamento: con la sintesi si chiude il programma. Le sezioni che seguono riguardano come organizzare lo studio.

Metodo di studio consigliato

Alcuni criteri utili per organizzare lo studio, in base alla struttura del programma:

• Studia i due moduli come un percorso unico, non come due esami separati. Il modulo di Chimica Organica usa in continuazione il linguaggio del primo: legame covalente, elettronegatività, acidità e basicità, equilibrio. Chi salta la parte generale finisce a memorizzare reazioni senza capire perché avvengono.
• Fai gli esercizi di stechiometria mentre segui le lezioni, non dopo. Mole, concentrazioni, pH e titolazioni si imparano risolvendo problemi: leggere la soluzione senza rifare i passaggi con carta e penna dà l'illusione di aver capito.
• Ripassa potenze, logaritmi e proporzioni prima di iniziare. Il programma ufficiale raccomanda le conoscenze di matematica di base: la guida a Fondamenti di matematica e statistica li riprende dall'inizio.
• Disegna le strutture, non solo leggerle. Lewis, VSEPR, risonanza, conformazioni e stereochimica si fissano ridisegnando le molecole a mano; nella parte organica costruisci una tabella per gruppo funzionale con struttura, reattività tipica e un esempio.
• Impara i meccanismi come sequenze di movimenti di elettroni. Addizione elettrofila, sostituzione aromatica, addizione nucleofila al carbonile sono più semplici se ogni passaggio è letto in termini di chi cede e chi accetta una coppia elettronica.
• Usa i test di autovalutazione a fine unità: il programma li prevede per verificare la comprensione unità per unità, prima di passare alla successiva.

Come funziona l'esame

Il formato degli esami San Raffaele è spiegato nella guida dedicata, aggiornata quando le modalità cambiano. Prima di ogni appello controlla anche il programma ufficiale dell'insegnamento.

Quanto tempo serve

Con 12 CFU e due moduli da 6, conviene mettere in conto almeno 8-9 settimane: circa 4 per la chimica generale e inorganica (la parte con più esercizi quantitativi, da non comprimere), 4 per la chimica organica, più qualche giorno di ripasso sui collegamenti tra i due moduli e una passata di esercizi misti.

Chi ha alle spalle un liceo scientifico o un istituto tecnico a indirizzo chimico può accorciare i tempi sui primi argomenti; chi non ha mai studiato chimica farà bene ad aggiungere una o due settimane sulla nomenclatura e sulla stechiometria, che sono la base di tutto il resto.

Questa materia ti prepara a…

Le conoscenze di chimica servono soprattutto agli insegnamenti successivi di ambito chimico, biochimico e tecnologico del piano di studi L26. Su questa guida trovi già:

• Biochimica e chimica degli alimenti L26 San Raffaele — l'esame da 12 CFU del primo anno che riprende chimica organica, amminoacidi, carboidrati e lipidi dal punto di vista di organismo e alimento
• Fondamenti di matematica e statistica L26 San Raffaele — potenze, logaritmi e proporzioni che servono per mole, pH e stechiometria
• Fisica L26 San Raffaele — calore, gas e termodinamica, che ritrovi nella parte generale della chimica
• Gruppi studio L26 Scienze dell'Alimentazione e Gastronomia San Raffaele — la pagina di riferimento del corso, con il gruppo WhatsApp e una panoramica del piano di studi

Domande frequenti

Quanti CFU vale Chimica Inorganica e Organica L26 San Raffaele?

12 CFU, divisi in due moduli da 6: Chimica Generale e Inorganica (CHIM/03) e Chimica Organica (CHIM/06). È una materia del 1° anno. Il codice dipende dal piano di studi: 0262512CHIM03XCHIM06I nel piano dell'A.A. 2026/2027, 0262212CHIM03XCHIM06 nel piano dell'A.A. 2024/2025.

Perché questo esame ha due nomi diversi?

Perché il nome è cambiato tra un piano di studi e l'altro. Nel piano dell'A.A. 2026/2027 l'insegnamento si chiama Chimica Generale e inorganica - Chimica Organica, codice 0262512CHIM03XCHIM06I; nel piano dell'A.A. 2024/2025 si chiama Chimica Inorganica ed organica, codice 0262212CHIM03XCHIM06. È lo stesso esame: 12 CFU, gli stessi due settori CHIM/03 e CHIM/06, lo stesso primo anno. Il codice non si sceglie, lo assegna il piano con cui ti sei immatricolato, ed è quello che trovi accanto al nome dell'insegnamento nel tuo piano di studi.

Cosa si studia in Chimica Inorganica e Organica?

Il modulo di Chimica Generale e Inorganica è diviso in sei unità didattiche: struttura dell'atomo e tavola periodica, legame chimico e geometria delle molecole, nomenclatura inorganica e mole, stati della materia, soluzioni ed equilibrio, acidi e basi e reazioni redox, termodinamica e cinetica. Il modulo di Chimica Organica segue i gruppi funzionali: alcani, alcheni e alchini, composti aromatici, alcoli ed eteri, stereoisomeria, aldeidi e chetoni, acidi carbossilici e derivati, ammine, e infine carboidrati, amminoacidi e lipidi.

Servono prerequisiti o propedeuticità per Chimica Inorganica e Organica?

La scheda ufficiale del codice 0262512CHIM03XCHIM06I indica che non sono previste propedeuticità, ma raccomanda con forza le conoscenze di matematica di base e di fisica di base. Servono soprattutto per la parte quantitativa: potenze e notazione scientifica per la mole, logaritmi per il pH, proporzioni per la stechiometria, energia e forze per la termodinamica e per il legame chimico.

È lo stesso esame di chimica degli altri corsi San Raffaele?

No. In L13 Scienze Biologiche le due chimiche sono esami separati, Chimica Generale e Inorganica da 7 CFU al 1° anno e Chimica Organica da 7 CFU al 2°; in L9 Ingegneria Biomedica c'è Fondamenti di chimica e chimica organica, 9 CFU con SSD CHIM/07. In L26 i due moduli formano un unico esame da 12 CFU su CHIM/03 e CHIM/06, con gli esempi orientati agli alimenti.

Come funziona l'esame di Chimica Inorganica e Organica?

Il formato degli esami San Raffaele è spiegato nella guida dedicata agli esami Pegaso, Mercatorum e San Raffaele, che viene aggiornata quando le modalità cambiano. Controlla sempre anche il programma ufficiale dell'insegnamento prima dell'appello.

Quali libri sono consigliati per Chimica Inorganica e Organica?

La base è il materiale in piattaforma: videolezioni, slide ed esercitazioni. Per integrarlo la scheda ufficiale indica, per la parte generale e inorganica, Chimica un approccio molecolare di Tro (Edises) e Fondamenti di Chimica di Brown, LeMay e altri (Edises); per la parte organica Chimica Organica Essenziale (Edi-Ermes) e Introduzione alla Chimica Organica di Brown e Poon (Edises). La scheda precisa che vanno bene anche altri testi universitari recenti per percorsi triennali scientifici.