Chimica e propedeutica biochimica

Università degli studi di Pavia - A.A. 2021/2022 - Tecniche ortopediche

Prof.ssa Viglio Simona - Gianluca Riggio in

Modelli atomici, configurazione elettronica e tavola periodica

Atomo (dal greco àtomos: indivisibile) che è la più piccolatre particelle primarie: protoni (+1) e neutroni (non carichi) elettroni (-1) attorno. In un atomo neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni. Le due grandezze, numero di massa A e numero atomico Z, permettono di risalire al numero di tutte le particelle in ogni elemento. In particolare, il numero atomico Z è il numero di protoni (uguale al numero di elettroni in un atomo neutro), mentre il numero di massa A è la somma dei protoni e neutroni. Per ottenere il numero di neutroni, basta sottrarre A meno Z. Il numero Z: solo e soltanto lad esempio, ha 6 protoni.

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento che hanno identico numero di protoni ma diverso numero di neutroni. , ad esempio, ha 3 isotopi stabili: idrogeno o idrogeno-1 (Z=A=1), deuterio o idrogeno-2 (Z=1, A=2) e trizio o idrogeno-3 (Z=1, A=3).

Gli ioni sono particelle cariche che si formano quando un atomo perde o acquista elettroni, mantenendo costante il numero di protoni e neutroni. uno o più elettroni, lo ione avrà una carica positiva (catione), viceversa se li acquista avrà carica negativa (anione). Ad esempio, il sodio (Na) tende a perdere un elettrone formando un catione e, al contrario, il cloro (Cl) tende ad acquistare un elettrone prendendo una carica negativa e formando un anione.

Teorie atomiche e orbitali

Secondo i filosofi greci, (indivisibile), questo era la più piccola parte che componeva la materia. quelle di J.J. Thomson, E. Rutherford, J. Dalton, fino a quella di N. Bohr, ovvero quello che ha posto le basi alla teoria atomica moderna.

Secondo Bohr, infatti, gli elettroni si trovano attorno al nucleo solo su determinate orbite circolari caratterizzate ognuna da un ben determinato contenuto energetico. In seguito alla teoria dualistica di L. de Broglie, secondo la quale comportamento dualistico e quindi doppia natura di particella e onda, e al principio di indeterminazione di W.K. Heisenberg, secondo cui è impossibile la determinazione simultanea della velocità e della posizione di una particella con una precisione grande a piacere, E. Schrödinger riuscì a formulare la moderna teoria atomica: il movimento permetta di stabilire la probabilità dello spazio.

Orbitale atomico è quindi quella regione dello spazio attorno al nucleo in cui si ha il 95% di Nelle funzioni che descrivono gli orbitali sono contenuti dei coefficienti chiamati numeri quantici: 1 è il numero quantico principale i valori interi da 1 a infinito; in realtà i 118 atomi noti possono assumere valori di n compresi tra 1 e 7 perché non sono ancora stati scoperti o creati elementi aventi un numero sufficiente di; è il numero quantico secondario. divide i diversi sottolivelli energetici presenti in ciascun guscio.

Esiste una relazione tra il numero quantico principale e il secondario: -1. Se n = 1, allora l = 0 (orbitale s, di forma sferica); se n = 2, allora l = 0 (s) e l = 1 (orbitali p); se n = 3, allora l = 0 (s), l = 1 (p) e l = 2 (orbitali d); se n = 4, allora l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d) e l = 3 (orbitali f). Si potrebbe andare avanti nella definizione di orbitali nei sottolivelli ma non esistono atomi con un numero di elettroni sufficiente a riempire questi altri ipotetici orbitali.

È il numero quantico magnetico. È assume rispetto alla direzione di un campo magnetico. Esiste una relazione tra il numero quantico secondario e il magnetico: - . Se l = 0 (orbitalels), allora m = 0 (essendo una sferal; se l = 1 (orbitalip), allora m = -1, 0, +1; se l = 2 (orbitaleld), allora m = -2, -1, 0, +1, +2; se l = 3l(orbitale f), allora m = -3, -2, -1, 0, +1,l+2, +3. Orbitali con uguale valore di n ed l e diverso valore di m sono detti orbitali degeneri, lovvero orbitali aventi la stessa energia; è il numero quantico di spin.

È associato al moto di rotazione asse che, rispetto alla direzione di un campo magnetico, può assumere due diverse angolazioni: parallela con m = +½ ed antiparallela (frecciasverso il basso) con m = -½. Secondo il principio di esclusione di W.sPauli, in uno stesso atomo non vi possono essere due elettroni aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali. Due elettroni possono avere tre numeri quantici uguali e quindi occupare lo stesso orbitale ma devono differire per quanto riguarda m . Se ne deduce che un orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni aventi orientamenti diversi.

Secondo il principio di esclusione di Pauli è possibile dedurre il numero di elettroni che si possono trovare in ogni livello e sottolivello. Nel primo livello energetico (n = 1) ci possono essere al più 2 elettroni possono essere al più e 6 nei p), nel terzo livello ci possono essere al più e 10 nei d) e nel quarto livello ci possono essere al più 32 elettroni , 10 nei d e 14 negli f).

Configurazione elettronica

Dato un qualsiasi elemento è possibile determinarne la configurazione elettronica, ovvero la disposizione degli elettroni negli orbitali in ordine di energia crescente. Devono essere seguite tre regole:

• Il principio di Aufbau dice che gli elettroni ci ciascun atomo si configurano negli orbitali secondo un ordine di energia crescente; 2
• Il principio di esclusione di W. Pauli dice che nello stesso orbitale possono configurarsi al massimo due elettroni che devono avere numero quantico di spin opposto;
• La regola di F. Hund afferma che la più stabile disposizione negli orbitali degeneri è quella in cui gli elettroni occupano il maggior numero di orbitali mantenendo gli spin paralleli.

A volte i sottolivelli energetici si sovrappongono tra di loro e può capitare che un sottolivello energetico di un livello energetico più alto si sovrapponga con un altro, ad esempio il sottolivello 4s ha rispetto al sottolivello 3d. La regola di Madelung aiuta a riempire correttamente gli orbitali seguendo il giusto ordine di energia crescente. vedi configurazione elettronica e diagramma

Tavola periodica

La tavola periodica è stata sviluppata per la prima volta nel 1869 dal chimico russo D. Mendeleev che aveva organizzato i 63 elementi chimici allora noti seguendo il peso atomico crescente. Oggi la tavola periodica conta 118 elementi, molti dei quali ottenuti in laboratorio, organizzati in 7 periodi (righe) e 318 gruppi (colonne). I primi due gruppi e gli ultimi sei costituiscono il gruppo principale; i gruppi centrali, dal terzo al dodicesimo, sono i metalli di transizione. Gli elementi del primo gruppo sono i metalli alcalini, del secondo gruppo sono i metalli alcalino-terrosi, del penultimo gruppo sono gli alogeni e del gruppo sono i gas nobili.

Le due righe esterne alla tavola sono i lantanidi (stesse proprietà fisico-chimiche del lantanio, numero atomico 57) e gli attinidi (stesse proprietà fisico-chimiche del , numero atomico 89), rappresentate in questo modo per motivi pratici. La riga a scala divide i metalli (a sinistra) dai non-metalli (a destra); gli elementi che si trovano a ridosso sono i semimetalli (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At e Ts). I metalli tendono a formare ioni positivi, sono buoni conduttori di calore e di corrente, sono tutti solidi a temperatura ambiante tranne Hg; i non-metalli tendono a formare ioni negativi.

Energetici e i 7 periodi, ovvero tra la configurazione elettronica di un elemento e la sua posizione nella tavola periodica. Gli elementi sono ordinati seguendo il numero atomico, quindi in base al numero di elettroni. Ne segue che passando da una riga alla successiva aumenta il livello energetico.

I gas nobili hanno una configurazione elettronica particolare, ovvero tendono ad avere completo (He) che ha solo due elettroni (configurazione 1s²), è la configurazione ns² np⁶. I gas nobili hanno quindi 8 elettroni asserisce che gli elementi sono soliti cercare di raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che si trova più vicino a loro nella tavola periodica. Essi cercano quindi di raggiungere una configurazione energetica stabile ed è per questo formazione dei legami, acquistano, perdono o condividono il minimo tto stabile e ad avere una configurazione tipo gas nobile.

Proprietà periodiche

Le proprietà periodiche sono delle grandezze tipiche di ogni atomo i cui valori variano in modo regolare (periodico) lungo i periodi ed i gruppi della tavola periodica:

• Raggio atomico dimensioni elemento, diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra (aumentando gli elettroni aumenta la forza di attrazione tra) e aumenta lungo il gruppo erso il basso (aumenta il livello energetico);
• Energia di ionizzazione: rappresenta la minima energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo gassoso nel suo stato fondamentale, aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra (correlato al fatto che i metalli tendono a formare ioni positivi e i non-metalli a formare ioni 4 negativi: ci vuole molta meno energia per allontanare un elettrone dal litio rispetto necessaria per allontanarne sette dal fluoro) e diminuisce lu(gli elettroni più esterni sono meno soggetti alla forza di attrazione del nucleo e quindi è più facile);
• Affinità elettronica: che viene rilasciata quando un atomo neutro acquisisce un elettrone per diventare uno ione negativo, aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra (si libera tanta energia quando il fluoro acquista un elettrone diventando ione negativo, quindi il fluoro si forma facilmente ;
• Elettronegatività: è la tendenza da parte di un atomo, facente parte di una molecola, ad attrarre a sé gli elettroni di legame, aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo; gli elementi più elettronegativi sono, in ordine decrescente, il.

Legami chimici e composti inorganici

Gli atomi di quasi tutti gli elementi, eccezion fatta per i gas nobili, non si trovano mai liberi in natura ma sempre legati ad altri atomi per formare molecole o aggregati cristallini. Tutto ciò avviene perché gli atomi devono raggiungere una configurazione elettronica più simile possibile alla configurazione elettronica di un gas nobile.

La valenza è il numero di legami che un elemento può formare ed è dato dal numero di elettroni che un atomo può cedere, acquistare o mettere lla formazione del legame. I legami si dividono in intramolecolari (legame covalente e ionico) e intermolecolari (legame a idrogeno e forze di van der Waals).

Legame covalente e legame ionico

Il legame covalente si forma tra atomi che mettono in compartecipazione una o più (al massimo tre). Il legame covalente omopolare si forma tra atomi identici o tra atomi in cui vi sia una differenza di elettronegatività minore di 0,4, per cui la nuvola elettronica che si forma per sovrapposizione degli orbitali atomici coinvolti nel legame è distribuita simmetricamente attorno ai due nuclei (la molecola H condivide una coppia di 2 elettroni per raggiungere la configurazione elettronica , Cl condivide una coppia di elettroni 2, O condivide due coppie di elettroni per 2 raggiungere la configurazione elettronica del Ne e N condivide tre coppie di elettroni per 2 raggiungere la configurazione elettronica del Ne).

Il legame covalente polare si forma tra specie atomiche diverse in cui vi sia una differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,7, per cui il doppietto elettronico è condiviso in maniera differente tra i due atomi, risultando potere attrattivo maggiore (il cloro). Ciò comporta che si formi + una regione ricca di elettroni intorno al cloro (una parziale carica negativa ) e una regione povera 5 -): si tratta di un dipolo.

Quando la differenza di elettronegatività è superiore a 1,7 si ha un vero e proprio trasferimento di elettroni quello più elettronegativo; quindi, si ha la formazione di un catione (cede elettroni, carica positiva) e un anione (acquista elettroni, carica negativa). L’elettrostatica tra questi ioni caratterizza il legame ionico.

Composti molecolari e ionici

Nei composti molecolari ma si unisce saldamente a uno o più atomi della stessa specie o di specie diverse formando particelle stabili chiamate molecole (ad esempio H₂O, H₂SO₄, O₂, N₂ o HCl). La molecola di un composto è quindi la sua 2 2 4 2 2 ne conserva le proprietà fisiche e chimiche. Ogni molecola viene rappresentata dalla sua formula molecolare (o formula bruta) che indica da quali e quanti atomi è formata una molecola. La formula di struttura indica il modo in cui questi atomi sono legati tra di loro.

Nei composti ionici si ha un comportamento diverso. Un esempio di composto ionico è il cloruro di sodio (NaCl); gli ioni sodio e cloruro del composto sono organizzati a formare un cristallo ordinato. Non esiste quindi la molecola NaCl capace di esistere libera indipendentemente chimiche del cloruro di sodio. La formula NaCl è definita formula minima e non rappresenta la molecola ma i tipi di ioni presenti nella struttura cristallina ed il rapporto in cui sono presenti tra loro.

Forze intermolecolari e legame a idrogeno

Le forze di van der Waals sono forze di attrazione elettrostatica tra molecole polari oppure tra molecole non polari per la formazione di dipoli istantanei. Il legame a idrogeno è una forza elettrostatica che si forma tra un atomo di H legato ad un atomo di O, N o F ed altri atomi di O, N o F facenti parte di una molecola vicina o della stessa molecola. Un esempio di legame a idrogeno è una molecola ; altro esempio importante dal punto di vista biologico è il legame a idrogeno che si forma tra le basi azotate citosina-guanina e timina-adenina.

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione è la carica reale o formale che un atomo può assumere quando si elettronegativo (tendenza ad attrarre a sé gli elettroni di legame). Si può considerare il numero di ossidazione uguale alla valenza.

Regole per il calcolo del numero di ossidazione:

• In una molecola neutra la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è pari a 0;
• Il numero di ossidazione di una specie chimica allo stato elementare (O₂, H₂, N₂) è 0 perché sono 2 2 2 presenti solo legami tra atomi aventi la stessa elettronegatività (legami omopolari);
• Idrogeno (H) ha comunemente numero di ossidazione +1 tranne che negli idruri salini (NaH, CaH₂), composti binari con i metalli, in cui presenta numero di ossidazione -1;
• L’ossigeno (O) ha comunemente numero di ossidazione -2 tranne nei perossidi (H₂O₂, Na₂O₂) in cui presenta