Chimica medica

Introduzione alla chimica

La materia è tutto ciò che ha massa ed occupa spazio. La chimica è la disciplina che ne studia:

• La struttura
• Le proprietà
• Le trasformazioni da una forma a un’altra tramite reazioni chimiche

Al contrario delle trasformazioni chimiche, nelle trasformazioni fisiche l’identità delle sostanze non cambia e sono reversibili. Queste ultime possono implicare:

• Cambiamenti di stato
• Separazione o creazione di miscele

La materia è composta da atomi, che a loro volta si associano a formare molecole. Un elemento è una sostanza che non può essere suddivisa in altri componenti mediante reazioni chimiche ordinarie (118 elementi). Una molecola costituita da atomi dello stesso elemento (O₂) è detta sostanza semplice. Una molecola costituita da atomi diversi è detta composto. Nei composti i diversi elementi sono combinati tra loro in proporzioni finite e costanti, secondo la legge di Proust.

Le miscele invece sono costituite da diverse sostanze combinate tra loro in proporzioni non definite, in cui le proprietà degli elementi costituenti rimangono inalterate. Le miscele possono essere:

• Omogenee: dette anche soluzioni, in cui le sostanze sono in una sola fase (solo solido, solo liquido)
• Eterogenee: dette anche miscugli, in cui le sostanze sono in 2 o più fasi

La materia è costituita da atomi, legati tra loro da legami che dipendono dalla struttura elettronica degli atomi stessi. Le proprietà della materia dipendono da:

1. Gli atomi da cui è composta
2. I legami che tengono gli atomi uniti

L’atomo è l’unità fondamentale della materia e conserva tutte le caratteristiche strutturali dell’elemento a cui appartiene. Democrito fu il primo a ipotizzare che la materia fosse composta da particelle indivisibili, troppo piccole per essere osservate (atomos = indivisibile).

In seguito, Dalton, basandosi sulle evidenze, elaborò la sua teoria atomica:

• La materia è costituita da particelle piccolissime chiamate atomi
• Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno le stesse proprietà chimiche
• Nelle comuni reazioni chimiche nessun atomo scompare o si trasforma in un atomo di un altro elemento
• Una molecola è costituita da 2 o più atomi strettamente combinati tra loro che si comportano come una singola unità

Lavoisier nel XVIII secolo formulò la legge di conservazione delle masse, secondo cui in una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. M_iniziale=M_finale (Conferma postulato 3 della teoria atomica di Dalton).

Da ciò si passò alla cosiddetta legge delle proporzioni multiple di Proust, che, studiando la pirite, si accorse che ferro e zolfo erano presenti sempre in un rapporto fisso e costante. Egli notò che quando due sostanze si combinano per formare un composto, le loro masse si combinano in rapporti definiti e costanti, espressi da numeri interi.

Particelle subatomiche

In seguito si scoprì che l’atomo è a sua volta composto da particelle subatomiche: neutroni, protoni ed elettroni. I protoni sono dotati di carica positiva, per convenzione +1, e la loro massa è pari a 1 uma, cioè un’unità di massa atomica, ovvero 1,66 x 10^-24 g. Gli elettroni sono dotati di carica negativa, per convenzione -1, e la loro massa è pari a 1/1837 di quella di un protone. I neutroni non presentano alcuna carica elettrica; la loro massa è leggermente più grande di quella di un protone, ma viene comunque approssimata a 1 uma.

Dal modello atomico di Thomson a quello di Rutherford

Thomson, nel suo modello atomico, ipotizzò che l’atomo fosse costituito da una distribuzione di carica positiva diffusa all'interno della quale sono inserite le cariche negative (modello atomico a panettone).

Rutherford, con il suo esperimento, riuscì a confutare il modello atomico a panettone proposto da Thomson e lo sostituì con il suo modello planetario. Questo prevedeva l'utilizzo di una sorgente radioattiva in grado di emettere particelle alfa che venivano sparate su una lamina d'oro. Quello che ci si aspettava era che le particelle alfa, una volta entrate in contatto con la lamina d'oro, la attraversassero parallelamente o al più venissero leggermente deviate tutte allo stesso modo, data l'omogeneità dell'atomo. Quello che si osservò, invece, era che alcune particelle venivano deviate anche con angoli maggiori di 90°, tornando verso la fonte che le aveva generate.

Pertanto, Rutherford riuscì a dimostrare che l'atomo era costituito da un nucleo centrale in cui si concentrava la maggior parte della materia carica positivamente (nucleo atomico), intorno al quale ruotavano gli elettroni. Quindi, a differenza del modello atomico di Thomson in cui l'atomo è rappresentato come una sfera carica positivamente, in cui sono immersi gli elettroni, il modello atomico planetario di Rutherford propone un atomo 'vuoto' che concentra tutta la materia carica positivamente in un nucleo delimitato, attorno al quale ruotano gli elettroni.

N.B. secondo la fisica classica una particella, carica e vuota, produce un campo magnetico e perde energia per cui ruotando l'orbita dovrebbe collassare nel nucleo.

Modello atomico di Bohr

Successivamente, con l’avvento della fisica quantistica, Bohr perfezionò il modello atomico stabilendo che ogni elettrone si trova in un’orbita con un’energia definita e che, fin quando un elettrone rimane sulla sua orbita, non emette e non assorbe energia. Nella fisica classica il movimento è legato all’energia; tuttavia, nella fisica quantistica, gli elettroni continuano a girare attorno al nucleo senza collassare. Un elettrone rimane nella sua orbita finché non riceve una quantità di energia tale (pari alla differenza di energia tra i 2 livelli quantici) da farlo passare all’orbita successiva.

Modello atomico di Schrödinger

Con la teoria della relatività di Einstein si arrivò ad associare ad ogni elettrone un’onda, descritta da un’equazione (modello di Schrödinger), secondo cui non si può conoscere simultaneamente la posizione esatta e la velocità di un elettrone attorno al nucleo (principio di indeterminazione di Heisenberg), ma possiamo solamente stabilire la probabilità (facendo il quadrato della funzione d’onda) che un elettrone si trovi in una determinata regione di spazio attorno al nucleo, detta orbitale.

Funzione d’onda

È descritta da 4 numeri quantici:

• Numero quantico principale: indica la dimensione dell’orbitale, quindi l’energia dell’elettrone, si indica con la lettera n. Maggiore sarà il numero quantico principale, maggiore sarà l’energia dell’elettrone. Ha valori compresi da 1 a 7, ma teoricamente potrebbe arrivare all’infinito. Al crescere di questo numero quantico, gli orbitali diventano sempre più grandi e aumenta il livello energetico. Il numero massimo di elettroni che possono essere presenti su un dato livello energetico è 2n² per i primi 4 livelli.
• Numero quantico secondario o angolare: indica la forma dell’orbitale, si indica con la lettera l e ha valori compresi tra 0 e n-1. L=0 orbitale sferico s, L=1 orbitale bilobato p, L=2 orbitale quadrilobato d, L=3 orbitale esalobato f.
• Numero quantico magnetico: indica l’orientamento che assume l’orbitale quando l’atomo viene immerso in un campo magnetico, si indica con la lettera m e assume valori compresi tra l e -l. Con l=0 1 orbitale, con l=1 3 orbitali, con l=2 5 orbitali, con l=3 7 orbitali.
• Numero quantico di spin: si indica con la lettera ms, può essere pari a ½ o –½ , descrive l'orientazione del vettore di spin dell'elettrone. Gli elettroni possono essere rappresentati dalle frecce perché essendo particelle cariche, si può immaginare che ruotando producano un momento magnetico. Tutte le cariche generano un campo magnetico che può avere una direzione o l'oppure.

Atomi

Ogni atomo possiede un numero ben definito di protoni, elettroni e neutroni. Per descrivere un elettrone si può utilizzare il numero di massa, ossia la somma del numero dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo (gli elettroni hanno una massa troppo esigua per essere considerata nel numero di massa). Apice sinistro. Il numero atomico di un elemento è pari al numero di protoni presenti nel nucleo; in un atomo neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni. Pedice sinistro.

Oggi sono stati scoperti 118 elementi. Alcuni atomi possono avere lo stesso numero atomico, ma diverso numero di massa; questi atomi si definiscono isotopi. Le proprietà chimiche degli isotopi di uno stesso elemento sono pressoché identiche, al contrario delle proprietà fisiche, tra cui la radioattività. Il peso atomico è la media ponderata (quando ogni numero ha un’importanza diversa sul calcolo della media) delle masse dei suoi isotopi presenti sulla terra:

• Cloro-35 75,77% con peso atomico pari a 34,97 uma
• Cloro-37 24,23% con peso atomico pari a 36,97 uma

75,77 / 100 x 34,97 + 24,23 / 100 x 36,97 = 35,45 uma

1 uma = 1 Dalton = 1/12 massa atomo di carbonio-12 = 1,6x10^-27 kg. Il difetto di massa dipende dal fatto che neutroni e protoni sono legati da forze (forze nucleari forti), considerando l’equazione E=mc² deduciamo che la massa è direttamente proporzionale all’energia.

Radioattività

Esistono degli isotopi instabili: all’aumentare del numero dei neutroni iniziano a sorgere delle forze che tendono a rompere la struttura di un nucleo. Quando il nucleo si rompe avviene un fenomeno chiamato radioattività o decadimento radioattivo. Il nucleo decade quando vengono emesse particelle o radiazioni, cioè viene emessa energia. La radioattività è il processo di emissione, sotto forma di particelle, che accompagna il decadimento di un nucleo instabile. Il concetto di stabilità non è un concetto relativo, non esistono nuclei stabili e nuclei instabili, ma ci sono nuclei con stabilità maggiore e quelli con stabilità minore.

La stabilità di un isotopo può essere misurata in base al suo tempo di dimezzamento, ovvero il tempo necessario affinché decada la metà dei nuclei dell’isotopo presenti all’inizio. Maggiore è il tempo di dimezzamento, maggiore è la stabilità del nucleo. Per essere stabile un nucleo deve avere un rapporto protoni/neutroni=1 o poco più. Il tipo di decadimento può essere classificato in:

• Emissione di particelle Alfa, legato a molti isotopi instabili, anche con numeri atomici bassi.
• Emissione di particelle Beta, con un numero atomico maggiore e un alto numero di neutroni rispetto ai protoni, più sarà probabile ottenere particelle di tipo Beta.
• Radiazioni Gamma

Se dovessimo invece trovarci in un campo elettrico con un polo negativo a sinistra ed il polo positivo a destra, le radiazioni gamma, non essendo corpuscolate e quindi non presentando una carica negativa o positiva, viaggiano senza subire nessuno spostamento; le radiazioni Alfa vengono spostate verso il polo negativo (essendo positroni) ovvero verso il catodo, le radiazioni Beta (più frequenti in natura) vengono spostate verso il polo positivo ovvero l'anodo, essendo anioni, cioè cariche negative.

Esistono però anche particelle Beta positive, queste solitamente vengono emesse da nuclei stabili che vengono sintetizzati artificialmente; uno di questi casi è lo iodio 131 (ipertiroidismo). Raggi α (carica elettrica +2) e β (carica elettrica +/-1) essendo carichi, sono in grado di interagire con la materia. Raggi γ (elettricamente neutri), percorrono distanze molto maggiori. Le proprietà chimiche degli elementi dipendono dagli elettroni, in particolare dagli elettroni che si trovano nell’orbitale più esterno.

Mendeleev nel 1860 pubblicò una delle prime tavole periodiche disponendo gli elementi in ordine di peso atomico crescente, osservando che alcune caratteristiche e peculiarità si ripetevano con regolarità, pertanto dispose gli elementi con proprietà simili in periodi (righe orizzontali), iniziando una nuova riga ogni volta che veniva a conoscenza di un elemento con proprietà simili a quelle dell’idrogeno. Egli scoprì inoltre che gli elementi che venivano a trovarsi nei gruppi (colonne verticali) presentavano proprietà similari.

I gruppi, partendo da sinistra, sono numerati da 1 a 18: alogeni, gruppo 17 (o gruppo 7A); metalli alcalini gruppo 1; gruppo 18 gas nobili. I gas nobili non reagiscono con le altre specie chimiche.

I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII elementi dei gruppi principali. Da 3 a 12 elementi di transizione.

Esistono 3 classi di elementi: metalli, non metalli e metalloidi. La maggior parte degli elementi sono metalli, che sono solidi a temperatura ambiente (tranne il mercurio), duttili, malleabili, lucidi, possono condurre corrente e formare leghe, ossia soluzioni di 2 o più metalli. Inoltre, nelle reazioni chimiche, tendono a rilasciare elettroni. I non metalli, a parte l’idrogeno, si trovano nella parte destra della tavola periodica. Nelle reazioni chimiche i non metalli tendono ad accettare elettroni. I metalloidi hanno proprietà intermedie tra i metalli e i non metalli: lucidi ma non conducono corrente elettrica, ad eccezione del silicio.

Gli elementi che appartengono al medesimo gruppo, poiché hanno la stessa configurazione elettronica nel guscio più esterno, pertanto si possono osservare proprietà chimico-fisiche che si modificano in maniera prevedibile lungo i gruppi o i periodi della tavola periodica. Tra le principali proprietà periodiche ci sono:

• Dimensioni atomiche: sono definite dal raggio atomico, come se l’elettronica descrivesse una sfera attorno al nucleo. Il raggio atomico è influenzato da: Numero quantico principale che rimane invariato lungo il periodo e aumenta mentre si scende lungo il gruppo, la colonna. Da un periodo all’altro, scendendo verticalmente, aumenta il numero quantico principale, quindi, gli elettroni occuperanno progressivamente gusci sempre più esterni. L’attrazione dei protoni, che sono presenti nel nucleo, è schermata dagli elettroni che si trovano nei gusci più interni e quindi le dimensioni tendono ad aumentare. Il raggio atomico tende inoltre a diminuire lungo il periodo. Inoltre, andando da sinistra verso destra nello stesso periodo, ogni elemento possiede un protone in più rispetto all’elemento immediatamente precedente, questo aumenta la forza attrattiva del nucleo, che provocherà una riduzione del raggio atomico.
• L’Energia di prima ionizzazione: è la quantità d’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo. Può essere quindi considerata come un’attrazione elettrostatica che mantiene un elettrone legato ad un atomo, in quanto più è forte questa attrazione elettrostatica tanto maggiore è l’energia da fornire per poter allontanare l’elettrone dall’atomo. Gli elementi del 1 Gruppo hanno un solo elettrone nel guscio più esterno. Quindi, se riusciamo a togliere quell’elettrone avremo una configurazione elettronica completa del guscio precedente. Quindi, ricapitolando, l’energia di prima ionizzazione tende a diminuire scendendo dal gruppo dall’alto verso il basso; e tende ad incrementare nel periodo andando da sinistra verso destra dalla tavola periodica
• L’affinità elettronica: l’affinità elettronica è legata al fenomeno di acquisizione di un elettrone, corrisponde alla quantità di energia necessaria a acquisire un elettrone. Tende ad aumentare in valore assoluto quando ci spostiamo da sinistra verso destra. Gli elementi che acquistano più volentieri un elettrone sono quelli che vanno a completare l’ottetto, gruppo 7A, alogenuri.
• Elettronegatività: è usata per stabilire i tipi di legami tra atomi. L’elettronegatività dipende dall’energia di prima ionizzazione e dal raggio atomico. Essa rappresenta quanto strettamente un atomo trattiene saldamente gli elettroni che condivide con un altro atomo. La scala dell’elettronegatività è stata introdotta dal ricercatore Pauling. I valori dell’elettronegatività tendono a crescere spostandosi verso destra nella tavola e diminuiscono spostandosi verso il basso. L’elettronegatività è una misura della capacità relativa di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni. L’elemento più elettronegativo che ci sia è il Fluoro, che se riuscisse a prendere un elettrone, completerebbe l’ottetto. L’elettronegatività tende a diminuire man mano che ci spostiamo verso sinistra e andando verso il basso. 0 nei gas nobili.

Configurazione elettronica

Protoni e neutroni si trovano concentrati attorno al nucleo, mentre gli elettroni sono distribuiti in un grande volume attorno ad esso. Bohr scoprì che gli elettroni possono assumere soluzioni quantistiche, rappresentando un importante sviluppo nella comprensione della struttura atomica.