ATOMI E MOLECOLE. Psicobiologia Lezione nr. 1. Prof. Lasaponara

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1 ATOMI E MOLECOLE Psicobiologia Lezione nr. 1 Prof. Lasaponara

2 La struttura dell atomo I legami chimici e le molecole I componenti elementari della materia vivente 20 miliardi di anni fa

3 Caratteristiche dell atomo Atomo Nucleo L atomo può essere di diversi tipi a seconda della particella costituente. Una delle principali caratteristiche che contraddistingue i diversi tipi di atomi è il numero atomico. Questo valore indicato di norma con la lettera Z, specifica il numero di protoni presente nel nucleo. Tuttavia gli atomi sono di norma neutri dal punto di vista elettrico, pertanto il numero atomico indica anche il numero degli elettroni.

4 Idrogeno (H) Z= 1; A= 1 Carbonio (C) I vari tipi di atomi, caratterizzati ciascuno da un diverso numero atomico sono detti elementi. Ogni elemento è contraddistinto da un simbolo di una o due lettere, e possono avere un numero atomico che va da 0 a 92, con un massimo di 146 neutroni. Oltre che dal numero atomico, gli atomi sono caratterizzati anche dal numero di massa, cioè il numero totale dei suoi protoni e neutroni (nucleo), indicato dalla lettera A. Z= 6; A= 12

5 Atomi che appartengono allo stesso elemento ma con un diverso numero di neutroni (i.e. uguale valore di Z e diverso valore di A) sono detti isotopi. A causa dell esistenza dei vari isotopi di norma il numero di massa è un parametro variabile. Si preferisce utilizzare quindi un parametro detto peso atomico, il quale corrisponde alla media ponderale delle masse dei diversi isotopi. L unità di misura del peso atomico è il dalton, definito come 1/12 della massa dell isotopo 12 C (i.e. il peso di 1 protone o di un neutrone).

6 Alcuni isotopi di vari elementi, sono per loro natura, instabili e tendono a modificare la loro configurazione «decadendo» in atomi più stabili. Tale processo avviene di norma attraverso la perdita di una particella del nucleo. L energia emessa durante questa trasformazione viene detta radiazione. Gli isotopi che presentano tale proprietà vengono quindi definiti radioattivi o radioisotopi.

7 PET: Sfrutta radio-isotopi dall emivita brevissima come: Carbonio11, Azoto13 e Ossigeno15. Porta all analisi quantitativa del flusso sanguigno.

8 Le proprietà chimiche di un atomo derivano dal numero e dalla distribuzione dei suoi elettroni nello spazio attorno al nucleo. Questi si distribuiscono in vari livelli energetici. Gli elettroni con meno energia sono più vicini al nucleo, quelli con più energia sono più distanti. Il primo livello viene chiamato K Il secondo livello viene chiamato L Un dato livello energetico può essere occupato da uno o più elettroni solo se i livelli energetici precedenti sono pieni.

9 All interno di ciascun livello energetico gli elettroni si muovono intorno al nucleo, venendosi a trovare con maggiore probabilità in regioni di forma definita e statisticamente predicibili dello spazio perinucleare dette orbitali. Ogni orbitale accoglie due elettroni. Ogni livello energetico accoglie un numero sempre maggiore di orbitali. K può avere un solo orbitale di forma circolare, indicato dalla lettera s L può avere sino a 4 orbitali di forma definita a manubrio fra loro ortogonali, indicati dalla lettera p

10 All interno di ciascun livello energetico gli elettroni si muovono non solo intorno al nucleo ma anche sul loro stesso asse. Questo tipo di movimento è definito spin. All interno di ogni orbitale, i due elettroni che vi si trovano, hanno spin opposto

11

12 In conclusione il valore Z dell atomo determina la capacità dell atomo stesso di interagire con altri atomi e quindi le sue proprietà chimiche. Gas Nobili - inerti Alogeni manca un solo elettrone per completare il livello energetico più esterno Metalli alcalini hanno un solo elettrone nel loro livello energetico più esterno

13 Tavola di Mendelev Livelli elettronici principali N. Di elettroni posseduti dagli atomi all interno di ogni livello

14 Carbonio (C) Z= 6; A= 12

15 A qualsiasi livello di organizzazione la materia tende a raggiungere condizioni di massima stabilità energetica. Ne consegue che tutti gli atomi tendono a formare delle associazioni interatomiche, eccetto i Gas Nobili. La natura di tali associazioni dipende dal tipo di legame chimico che le stabilisce. Atomi legati fra loro da uno stabile legame chiamato COVALENTE formano una MOLECOLA

16 Caratteristiche delle molecole La somma dei pesi atomici degli atomi che compongono una molecola è definito peso molecolare Es. H 2 O = PM 18 Dalton (1 x 2 H, 16 O) La quantità in grammi corrispondente al valore di dalton del suo peso molecolare è definita mole Es. H 2 O = 18 dalton 18 g Una mole di una sostanza comprende sempre lo stesso numero di molecole, pari al numero di Avogadro = 6,02296 x molecole La concentrazione di una data sostanza chimica in una soluzione si esprime col termine molarità ed è definita come il numero delle moli presenti in un litro di soluzione. Es. PM glucosio = 180 dalton mole di glucosio = 180 g QUINDI una soluzione 0,1 M di glucosio in acqua, contiene 0,1 moli (corrispondente a 18 g) di glucosio in ogni litro della soluzione acquosa finale.

17 I legami che formano le molecole Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno

18 I legami che formano le molecole Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno Idrofoba Idrofila Atomi elettronegativi Atomi a cui mancano pochi elettroni per saturare il livello energetico più esterno Atomi elettropositivi Atomi che avendo pochi elettroni nel livello energetico più esterno, tendono a cederli

19 Tabella 1.2 Tabella 1.3 Figura 1.4 Figura 1.5 Libro basi biologiche

20 Tabella 1.4 Libro basi biologiche

21 Legame covalente non polare Legame covalente polare

22 I legami che formano le molecole Legame covalente Legame ionico Catione Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno Anione

23 Legame ionico

24 Forza dipolo indotto istantaneo-dipolo indotto istantaneo (o forza di dispersione di London) Le forze di dispersione di London, sono forze intermolecolari deboli che si formano a causa delle forze tra dipoli temporanei in molecole che non presentano momento dipolare permanente. I legami che formano le molecole Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno Per esempio, nelle molecole non polari come gli alogeni, gli elettroni che si muovono intorno alle molecole si distribuiscono in modo non equilibrato istante per istante: nel momento in cui gli elettroni non sono disposti equamente si forma un dipolo temporale che interagisce con altri dipoli vicini e induce le altre molecole nelle quali, a loro volta, si formano dipoli indotti. Nel vuoto le forze di London sono le forze intermolecolari più deboli, tuttavia restano le principali forze attrattive di molecole non polari, come per esempio il metano, e dei gas nobili: senza di esse, infatti, i gas nobili non potrebbero presentarsi in stato liquido.

25 I legami che formano le molecole Forza dipolo permanente-dipolo indotto (o forza di Debye) Le forze di Debye sono forze intermolecolari, risultato dell'interazione tra un dipolo permanente e un dipolo indotto (quest'ultimo noto anche come polarizzazione). Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno Questo tipo di forza si trova tra una molecola polare e una apolare. La prima induce sulla seconda una separazione di carica (dipolo indotto); i due dipoli, permanente e indotto, si attraggono. L'interazione dipende dalla polarizzabilità, cioè la facilità con cui la nuvola elettronica di una molecola apolare (o un atomo) può essere deformata, la quale aumenta con le dimensioni atomiche/molecolari.

26 I legami che formano le molecole forza dipolo permanente-dipolo permanente (o forza di Keesom) Le forze di Keesom (anche dette interazioni dipolo-dipolo) sono forze attrattive che si hanno quando dipoli permanenti (molecole polari) si allineano tra loro con il polo positivo di una molecola diretto verso quello negativo di un'altra molecola vicina. Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno Il legame a idrogeno è considerato l'estremo di questo genere di interazioni. L'energia media delle forze dipolodipolo è circa 4 KJ/mole, molto debole se comparata a quella di un legame covalente (circa 400 KJ/mole). Bisogna fornire energia per distruggere tale tipo di interazione. Questo è (in parte) il motivo per cui bisogna riscaldare (cioè fornire energia) un solido polare per farlo fondere o un liquido per provocarne l'ebollizione. Le interazioni dipolo-dipolo sono comunque più deboli delle forze tra gli ioni e declinano rapidamente con la distanza.

27 I legami che formano le molecole _020828_gecko_2.html Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno

28 Forze di Van der Waals

29 I legami che formano le molecole Legame covalente Legame ionico Legami deboli Forze di Van der Waals Legame idrogeno La lunghezza del legame idrogeno è circa il doppio di quella di un legame covalente Ne consegue che la sua energia è circa volte inferiore. Ma comunque molto più elevata di quelle delle forze di Van der Waals

30 Legame idrogeno

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