Riassunto esame Psicobiologia, Prof. Esposito Antonino, libro consigliato Basi biologiche dell'attività psichica, Mangia, Bevilacqua, Amicarelli, Fiorenza

​

L

’ATOMO cap 1​

​L’atomo è formato da:​

​-​ ​Protoni​

​: di carica positiva.​

​-​ ​Neutroni​

​: neutri.​

​-​ ​Elettroni​

​: di carica negativa.​

​I protoni e i neutroni hanno massa simile, e si dispongono al centro dell’atomo (costituendo il​

​nucleo​

​).​

​Gli elettroni invece, hanno una massa molto più piccola rispetto a quella di protoni e​

​neutroni, per cui è trascurabile. Inoltre, gli elettroni si muovono attorno al nucleo.​

​

C i sono diversi tipi di atomo a seconda del numero e della disposizione di protoni, neutroni​

​ed elettroni presenti.​

​Il numero dei protoni di un atomo si chiama​​numero​​atomico​​(“Z”).​

​Di norma, gli atomi sono tutti neutri, in quanto il numero di protoni e di elettroni è uguale. Per​

​questo motivo, il numero atomico indica anche il numero degli elettroni.​

​Inoltre, l’attività chimica di un certo atomo dipende dal numero e dalla disposizione dei suoi​

​elettroni esterni, dunque conoscendo il numero atomico si può prevedere anche la maggior​

​parte delle proprietà chimiche dell’atomo stesso.​

I

​ vari atomi, che hanno ognuno un diverso numero atomico, sono detti​​elementi​

​. Ciascun​

​elemento ha un nome proprio, a cui corrisponde un simbolo di una o due lettere.​

​Gli elementi che si trovano in natura hanno un numero atomico compreso tra 1 e 92, e​

​contengono da 0 a 146 neutroni.​

​[es: l’idrogeno (H) è costituito da 1 protone e 1 elettrone, dunque il suo numero atomico è 1].​

​

O

ltre che dal numero atomico, un atomo è caratterizzato dal​​numero di massa​​(“A”), ovvero​

​il numero totale dei suoi protoni e neutroni.​

​[es: l’elio (He) è costituito da 2 protoni e 2 neutroni, dunque il numero atomico è 2, e il​

​numero di massa è 4].​

​

A

tomi appartenenti allo stesso elemento ma aventi un diverso numero di neutroni (stesso​

​valore di Z; ma diverso valore di A) sono chiamati​​isotopi​​di quell’elemento.​

​I vari isotopi di un elemento sono indicati ponendo il valore del numero di massa dell’isotopo​

​come esponente del simbolo dell’elemento stesso.​

​[es: l’idrogeno è una miscela naturale di tre diversi isotopi: Prozio con A=1; Deuterio con​

​A=2; Trizio con A=3].​

​

A causa dell’esistenza di vari isotopi, il numero di massa è un parametro inadatto a​

​descrivere i rapporti tra diversi atomi. Per questo, si preferisce usare un altro parametro,​

​chiamato​​peso atomico​

​, calcolabile con la media ponderale​​delle masse dei diversi isotopi​

​dell’atomo, e l’unità di misura è il​​dalton​​(​

Da​

​).​

​[es: il Cloro è presente in natura sottoforma di 2 isotopi:​

​35​

​-​ ​Cl: A=34,9689, con frequenza del 75,77%​

​37​

​-​ ​Cl: A=34,9659, con frequenza del 24,23%​

​Peso atomico: (75,77 * 34,9689 + 24,23 * 34,9659) / 100 = 34,97 Da].​

​

L

e proprietà chimiche di un atomo derivano dal numero e dalla distribuzione dei suoi​

​elettroni nello spazio attorno al nucleo.​ ​1​

​

A seconda dell’energia di cui gli elettroni sono dotati, questi si distribuiscono su diversi​​livelli​

​energetici​​tra loro discontinui:​

​-​ ​Gli elettroni più vicini al nucleo sono quelli meno energetici.​

​-​ ​Gli elettroni più lontani dal nucleo sono più energetici.​

​I livelli energetici sono al massimo 7: il primo livello è indicato con la lettera K; il secondo​

​livello con la lettera L; e il terzo livello con la lettera M.​

​Un dato livello energetico può essere occupato da uno o più elettroni solo se i livelli​

​energetici inferiori sono già completamente pieni.​

​In ciascun livello energetico, gli elettroni si muovono intorno al nucleo. Non è possibile​

​sapere con certezza il punto preciso in cui si trova un elettrone in un preciso momento,​

​bensì è possibile sapere con molta probabilità la​​regione​​in cui si trova. Queste regioni,​

​chiamate​​orbitali​

​,​​sono di forma definita e possono​​accogliere fino a 2 elettroni, che hanno​

​uno​​spin​​(=rotazione intorno al proprio asse) di direzione​​opposta l’uno dall’altro.​

​Ogni livello energetico può assumere più orbitali a seconda della distanza dal nucleo​

​dell’atomo:​

​-​ ​Il primo livello energetico contiene 1 solo orbitale di​​forma sferica​​(come ogni primo​

​orbitale di ogni livello energetico).​

​-​ ​Il secondo livello ne può contenere fino a 4, di cui 1 di forma sferica e 3 di​​forma a​

​manubrio​​(disposti ortogonalmente l’uno rispetto all’altro).​

​-​ ​I livelli energetici più elevati, oltre questi due tipi di orbitali, possiedono anche altri​

​orbitali di forma più complessa.​

​

L

e modalità di distribuzione degli elettroni in tutti i possibili orbitali dell’atomo, determinano la​

​capacità dell’atomo stesso a reagire chimicamente con altri atomi. Infatti, secondo la regola​

​dell’​

​ottetto-duetto​

​, quando un atomo possiede il livello​​energetico più esterno completo di 8​

​elettroni, ha una stabilità e tende perciò a non formare ulteriori legami. Questo è il caso dei​

​gas nobili​

​.​

​Nel caso in cui, invece, agli atomi manchi 1 solo elettrone per completare il proprio livello​

​energetico esterno (chiamati​​alogeni​

​), oppure abbiano​​1 solo elettrone nell’ultimo livello​

​energetico (chiamati​​alcalini​

​), questi atomi tenderanno​​a formare legami chimici tra di loro.​

I

​ vari elementi presenti in natura sono tutti racchiusi nella​​tavola periodica di Mendeleev​

​.​

​Questa tavola può essere suddivisa in:​

​-​ ​righe: gli elementi sulla stessa riga hanno lo stesso numero di livelli energetici.​

​-​ ​colonne: gli elementi sulla stessa colonna hanno lo stesso numero di elettroni​

​nell’ultimo livello energetico.​

​Per quanto riguarda il comportamento chimico, gli elementi disposti nella stessa colonna​

​hanno caratteristiche simili e sono perciò raccolti in​​gruppi​​(es: gas nobili tutti nella colonna​

​VIII (18)).​

I

​ LEGAMI CHIMICI E LE MOLECOLE​

​A qualsiasi livello energetico, la materia tende a raggiungere condizioni di massima stabilità​

​energetica. Nel caso degli atomi, la condizione di massima stabilità energetica si ottiene​

​quando tutti gli orbitali del livello elettronico più esterno sono completi. Per cui, tutti gli atomi​

​(tranne i gas nobili che sono già completi) tendono a creare​​legami chimici​​con altri atomi​

​per ottenere, cedere, o mettere in comune elettroni nel livello energetico più esterno.​ ​2​

​

M olecole:​

​Nel caso in cui gli atomi siano legati tra loro da legami molto resistenti (legami covalenti), le​

​interazioni stabili che seguono sono dette​​molecole​

​.​​Queste molecole possiedono un​​peso​

​molecolare​

​, che corrisponde alla somma dei pesi atomici​​che la costituiscono.​

​[es: l’acqua (H​ ​O

) ha un P.M. di 18 Dalton (Da): 16​​Da per l’O; 2 Da per i due H].​

​2

​

​

L

a​​mole​​di una sostanza è la quantità di grammi che​​corrisponde al valore in Dalton del suo​

​peso molecolare.​

​[es: 1 mole di acqua corrisponde a 18 grammi, e anche il suo peso molecolare è 18 Dalton].​

​Una mole di una qualunque sostanza chimica comprende sempre lo stesso numero di​

​molecole (chiamato​​numero di Avogadro​

​), indipendentemente​​dal P.M. e dallo stato fisico​

​della sostanza stessa.​

​La​​molarità​​di una soluzione è la concentrazione di​​una sostanza chimica in quella​

​soluzione.​

​

L

egami chimici:​

​Gli atomi possono creare diversi tipi di legami chimici:​

​-​ ​Legami forti:​

​○​ ​Legame covalente (tra molecole)​

​○​ ​Legame ionico (tra sali)​

​-​ ​Legami deboli:​

​○​ ​Legame idrogeno​

​○​ ​Forze di Van Der Waals​

​

1

.​​Legame covalente​

​:​

​Legame che avviene tra 2 atomi che mettono tra loro in comune uno o più elettroni dei loro​

​livelli energetici esterni, in modo da completare l’ultimo livello energetico.​

​Questo legame avviene, per esempio, tra due atomi di idrogeno (H), in quanto H è costituito​

​da 1 elettrone nel primo livello energetico. Per completarlo, arrivando a 2 elettroni, due atomi​

​di idrogeno tendono a fondere i loro due orbitali, formando un solo orbitale completo.​

​L’orbitale molecolare produce attrazione su entrambi gli atomi e li mantiene legati​

​fortemente, formando la molecola H​ ​. Allo stesso modo,​​un atomo di ossigeno (O) può​

​2

​

​condividere orbitali elettronici con un altro atomo di O (formando la molecola O​ ​) o con due​

​2

​

​atomi di H (formando la molecola H​ ​O

).​

​2

​

​Essendo un legame singolo, esso si indica con 1 trattino tra i simboli dei due atomi.​

​

Q

uando due atomi mettono in comune 2 elettroni, essi sono legati da un​​doppio legame​

​covalente​

​; mentre quando mettono in comune 3 elettroni,​​si dicono legati da un​​triplo​

​legame covalente​

​.​

​Questi due legami covalenti si indicano rispettivamente con 2 o 3 trattini tra i simboli dei due​

​atomi.​

​La forza attrattiva di questi legami è maggiore rispetto a quella del legame singolo. Questa​

​forza attrattiva viene espressa come:​

​-​ ​Energia di dissociazione del legame​​(o​​energia di​​legame​

​). L’energia di legame​

​può essere espressa in Kcal/mole e corrisponde all’energia che deve essere​

​somministrata perché quel legame si rompa.​

​-​ ​Lunghezza di legame​

​, cioè la distanza tra i nuclei​​dei due atomi legati, viene​

​espressa in Angstrom (Å).​ ​3​

​Vi sono due tipi di legame covalente:​

​-​ ​Omeopolare​

​: quando è caratterizzato da una distribuzione​​della nube elettronica​

​simmetrica. Avviene solo tra molecole costituite da atomi identici (H​ ​, O​ ​, Cl​ ​)

, che​

​2

​ ​2​ ​2

​

​sono infatti definite​​apolari​​(in quanto hanno un​​grado di elettronegatività tra loro​

​simile).​

​-​ ​Polarizzato​

​: quando è caratterizzato da una distribuzione​​della nube elettronica​

​Asimmetrica. Questo perchè coinvolge molecole con atomi diversi. La nube può​

​essere più o meno asimmetrica a seconda della diversa capacità che i due atomi​

​hanno di attrarre elettroni​​*

​. In particolare, la​​nube sarà più densa verso la molecola​

​con gli atomi più elettronegativi, causando una​​carica​​parziale negativa​​(e dunque​

​meno densa verso gli atomi più elettropositivi, causando una​​carica parziale​

​positiva​

​). Le molecole coinvolte in questo legame​​covalente, vengono perciò definite​

​polari​

​.​

*

​ ​La capacità di un atomo di attrarre o donare elettroni​​(definita​​elettronegatività​

​) dipende da​

​quanti elettroni sono necessari per completare il suo livello energetico esterno.​

​Gli atomi a cui mancano pochi elettroni tenderanno quindi ad attrarre elettroni per​

​completare il livello energetico esterno, e verranno definiti​​elettronegativi​

​.​

​Gli atomi che invece hanno l’ultimo livello energetico occupato da pochi elettroni tenderanno​

​a cederli, e saranno definiti​​elettropositivi​

​.​

​

L

’instaurazione di legami omeopolari o polarizzati tra 2 atomi dipende dunque dalla​

​differenza di elettronegatività che tali atomi possiedono:​

​-​ ​Se 0<​ ​<

0,4 -> legame covalente omeopolare.​

​Δ ​

​E

​

​-​ ​Se 0,4<​ ​<

1,7 -> legame covalente polarizzato.​

​Δ ​

​E

​

​

2

.​​Legame ionico​

​:​

​Ione​

​= atomo che, in particolari condizioni, può perdere​​o acquistare elettroni, perdendo di​

​conseguenza la sua condizione di neutralità e può assumere:​

​-​ ​Carica netta positiva (se il numero finale di elettroni è inferiore a quello dei protoni).​

​In questo caso viene chiamato​​catione​

​.​

​-​ ​Carica netta negativa (se il numero finale di elettroni è superiore a quello dei protoni).​

​In questo caso viene chiamato​​anione​

​.​

​È dunque un atomo con carica diversa da 0, o una molecola che presenta uno o più atomi​

​con cariche sbilanciate.​

​

G

li ioni di segno opposto si attraggono l’uno con l’altro, formando un​​legame ionico​

​.​

​A differenza del legame covalente, qui si tratta di una generica forza di attrazione​

​elettrostatica che uno ione esercita in modo aspecifico nei confronti di uno o più ioni di​

​segno opposto che vi si trovi vicino. Questa forza di attrazione diminuisce man mano che la​

​distanza tra gli ioni in questione aumenta.​

​

L

’instaurazione del legame ionico avviene quando la differenza dell’elettronegatività dei due​

​ioni è​ ​>

1,7.​

​Δ ​

​E

​

​

S

ali​

​= sostanze costituite da ioni di segno opposto​​legati da legami ionici.​

​+​ ​-​

​[es: cloruro di sodio (NaCl), costituito da Na​ ​e​​Cl​

​].​ ​4​

I

​

n fase solida, gli anioni e i cationi del sale tendono a disporsi in modo ordinato l’uno rispetto​

​all’altro nello spazio, costituendo un​​cristallo​

​.​

​

L

egami deboli​

​:​

​Tipologia eterogenea di meccanismi di attrazione tra atomi che spesso appartengono a​

​molecole diverse.​

​Essendo deboli, ovvero caratterizzati da una bassa energia di legame, questi legami​

​possono formarsi e poi essere rotti con grande facilità e sono quindi molto usati nelle​

​reazioni biochimiche.​

​Questo tipo di legami sono fondamentali per la struttura e le funzioni delle macromolecole, e​

​possono coinvolgere anche i gas nobili.​

​

3

.​​Forze di Van Der Waals​

​:​

​Si tratta di un’attrazione elettrostatica che si instaura tra atomi appartenenti a molecole​

​diverse. In particolare, si genera una forza attrattiva tra la nuvola elettronica di un atomo e il​

​nucleo di un altro.​

​Se gli atomi si avvicinano troppo però, si avrà una forza repulsiva sia tra le due nuvole​

​elettroniche che tra i due nuclei atomici. Per questo motivo, gli atomi tendono a mantenersi​

​reciprocamente a una distanza caratteristica.​

​

Q

ueste forze di Van Der Waals hanno un raggio d’azione molto breve, e sono quindi attive​

​tra molecole molto vicine tra loro.​

​

Q

ueste forze tengono unita la materia e, nel caso di sostanze non polari, sono responsabili​

​dello stato in cui essa si presenta:​

​-​ ​in un​​solido​

​: queste forze tengono le molecole molto​​saldate tra loro (è un legame​

​forte).​

​-​ ​In un​​liquido​

​: si scalda la sostanza, per cui l’aumento​​dell’energia cinetica delle​

​molecole indebolisce le forze di Van Der Waals. Nello stato liquido, i legami sono​

​dunque deboli.​

​-​ ​In un​​gas​

​: aumenta ancora di più l’energia cinetica,​​per cui le molecole tendono a​

​muoversi così velocemente da perdere ogni contatto reciproco. Qui i legami sono​

​perciò assenti.​

​L’intensità delle forze di Van Der Waals è dunque direttamente proporzionale alla grandezza​

​degli atomi delle molecole che legano.​

​Si dividono in 3 classi:​

​-​ ​Forza di​​Keesom​

​: forze attrattive che si hanno quando​​i dipoli permanenti (ovvero​

​molecole polari) si allineano tra loro con il polo positivo di una molecola diretto verso​

​quello negativo di un’altra molecola vicina.​ ​5​

​-​ ​

F

orza di​​Debye​

​: si ha quando le molecole apolari e le molecole polari si mettono in​

​corrispondenza, e dunque gli elettroni della molecola apolare vengono attratti dalla​

​parziale carica positiva della molecola polare. Per questo, gli elettroni della molecola​

​apolare tendono a concentrarsi tutti dal lato della molecola che è vicino alla molecola​

​positiva polare. La molecola apolare diventa perciò polare, assumendo carica​

​negativa dove si concentrano gli elettroni, e positiva dove non vi sono più. Si tratta di​

​un processo chiamato​​induzione di polarizzazione​

​.​

​-​ ​

F

orza di​​London​

​: per via del movimento caotico degli​​elettroni attorno al nucleo di​

​atomi di molecole Apolari, può avvenire che gli elettroni si sbilancino tutti da un lato​

​per cause totalmente NATURALI. Per cui si