GLI ATOMI E LE MOLECOLE

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1 CORSO DI CHIMICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA CORSO DI LAUREA IN TECNICHE DI LABORATORIO BIOMEDICO SAPIENZA UNIVERSITA' DI ROMA GLI ATOMI E LE MOLECOLE La materia e' costituita da particelle piccolissime (atomi e molecole); questo spiega, ad esempio gli esperimenti di diffusione gassosa o la composizione percentuale in peso delle sostanze secondo rapporti precisi e costanti degli elementi costituenti. La chimica deve quindi descrivere la struttura di queste particelle, le piu' semplici delle quali sono gli atomi. STRUTTURA DEGLI ATOMI L'atomo e' costituito da un NUCLEO sentrale, che ne contiene quasi tutta la massa, e dagli ELETTRONI che ruotano intorno al nucleo: Il NUCLEO dell'atomo e' a sua volta composto da due tipi di particelle: i protoni, dotati di carica positiva e i neutroni, privi di carica. La massa dei protoni e dei neutroni e' quasi uguale e costituisce l'unita' DI MASSA ATOMICA; corrisponde a circa un milionesimo di miliardesimo di miliardesimo di grammo. Si definisce NUMERO ATOMICO (Z) il numero dei protoni presenti nel nucleo

2 dell'atomo; ovviamente Z e' uguale alla carica elettrica positiva complessiva del nucleo (misurata in unita' di carica atomica). Si definisce NUMERO DI MASSA (A) la somma del numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo. L'atomo e' indicato da un simbolo (di solito l'iniziale o le iniziali del suo nome in latino) a destra del quale si indicano, se necessario il numero di massa e il numero atomico: ISOTOPI. E' frequente che esistano nuclei con lo stesso numero atomico Z, ma diverso numero di neutroni e quindi diverso numero di massa A; questi nuclei (o gli atomi da essi costituiti) si chiamano ISOTOPI. Ad es. l'idrogeno (simbolo H) ha tre isotopi i cui nuclei sono costituiti rispettivamente da un protone ( 1 H: Z=1, A=1); un protone e un neutrone (deuterio, 2 H: Z=1, A=2); un protone e due neutroni (trizio, 3 H: Z=1, A=3). Gli isotopi dello stesso elemento hanno la stessa reattivita' chimica (cioe' si combinano tra loro in modo equivalente ed indistinguibile; ad esempio l'acqua formata dall'isotopo 1 H e quella formata dall'isotopo 2 H e chiamata acqua pesante hanno la stessa formula chimica H2O).

3 REAZIONI NUCLEARI; RADIOATTIVITA'. Le particelle che compongono il nucleo atomico possono andare incontro a due tipi principali di trasformazioni: P + --> N + e + N --> P + + e - Si noti nella prima reazione l'emissione dal nucleo di un elettrone positivo (positrone o antielettrone). Gli elettroni emessi dal nucleo nelle reazioni nucleari vengono chiamati, per ragioni storiche, particelle (o radiazioni) β e naturalmente possono essere dei due tipi β + e β -. Un altro tipo di reazione nucleare spontanea, che non comporta la trasformazione di una particella in un'altra, e' l'emissione dal nucleo di una particella α (alfa) costituita da due protoni e due neutroni e pertanto uguale ad un nucleo di elio. Quando nel nucleo avviene una delle reazioni descritte, si ha il fenomeno della radioattivita'. La radioattivita' consiste nella trasformazione di un nucleo in un nucleo diverso ed e' associata all'emissione di radiazioni di tipo α, β + o β -. In genere a queste radiazioni (dette particolate perche' costituite da particelle di materia) si associa anche l'emissione di radiazioni elettromagnetiche, non particolate, chiamate γ. La radiattivita' e' importante in medicina per tre ragioni: 1) gli isotopi radioattivi possono essere presenti nell'ambiente, entrare in contatto con l'organismo e danneggiarne i tessuti con le loro radiazioni: possono cioe' essere causa di malattie (ad es. alcune leucemie). 2) Gli isotopi radioattivi possono essere somministrati ai pazienti in piccolissime quantita' per scopi diagnostici, nell'esame chiamato scintigrafia. Questo perche' il loro accumulo in un organo bersaglio puo' essere rivelato facilmente (a causa delle radiazioni emesse) e puo' dare informazioni sul funzionamento dell'organo (ad es. nelle scintigrafie tiroidee si misura la capacita' della tiroide di captare lo iodio radioattivo). 3) Gli isotopi radioattivi si possono usare in quantita' elevate a scopo terapeutico per distruggere tumori non operabili (ad es. i tumori maligni della tiroide, se captano lo iodio, possono essere ridotti di dimensioni somministrando al paziente iodio radioattivo). GLI ELETTRONI E GLI ORBITALI. Gli elettroni, che ruotano attorno al nucleo, hanno massa molto inferiore a quella dei protoni e dei neutroni e carica negativa di intensita' uguale (ma di segno opposto) a quella dei protoni. E' facile vedere che, essendo l'atomo elettricamente neutro, ed avendo l'elettrone carica uguale di intensita' ed opposta di segno a quella del protone, il numero degli elettroni deve essere uguale a quello dei protoni (cioe' uguale al numero atomico).

4 Il primo modello atomico che ebbe successo nello spiegare i dati sperimentali fu proposto dal fisico danese Niels Bohr ed e' QUANTISTICO: si intende con questo termine che l'elettrone ruota esclusivamente su alcune orbite stabili e puo' trovarsi soltanto a certe distanze dal nucleo. LA DISPOSIZIONE DEGLI ELETTRONI INTORNO AL NUCLEO. Il modello atomico attuale e' derivato da quello di Bohr, e tiene conto del fatto che gli elettroni si muovono all'interno di aree dello spazio che circondano il nucleo ma sono meno ben definite delle orbite circolari ipotizzate da Bohr. In primo luogo non possiamo definire con precisione la posizione di ogni singolo elettrone e la sua velocita' (principio di indeterminazione di Heisenberg); in secondo luogo, a prescindere dalla precisione delle nostre misure, gli elettroni si muovono all'interno di regioni tridimensionali dello spazio perinucleare chiamate ORBITALI. Di fatto possiamo dire soltanto che esistono aree di spazio (gli orbitali) all'interno delle quali e' probabile trovare gli elettroni. I NUMERI QUANTICI. I parametri che definiscono la forma, l'orientamento e la posizione degli orbitali sono detti NUMERI QUANTICI e sono tre; un quarto numero quantico e' assegnato singolarmente a ciascun elettrone presente all'interno dell'orbitale considerato. Il NUMERO QUANTICO PRINCIPALE, n, assume soltanto valori interi maggiori di 1 e per gli usi pratici il massimo valore di n e' 5. Descrive il livello energetico principale, con buona approssimazione identificato gia' nel modello di Bohr ed annotato con lo stesso simbolo. I livelli energetici hanno la forma di gusci sferici cavi e concentrici, aventi nel centro il nucleo dell'atomo, come nella figura che segue.

5 Il NUMERO QUANTICO SECONDARIO, l, identifica il sottolivello al quale appartiene l'orbitale considerato e in pratica ne definisce la forma. Infatti se gli orbitali avessero tutti la stessa forma, gli orbitali dello stesso livello energetico sarebbero tra loro coincidenti e in pratica ogni livello non potrebbe ospitarnme che uno. Invece gli orbitali hanno forme diverse, definite dal numero quantico secondario l ad essi associato. Il numero quantico secondario assume tutti i valori interi positivi compresi tra 0 e n-1; pertanto al primo livello energetico (n=1) compete un solo tipo di orbitale (l=0); al secondo (n=2) competono due tipi di orbitali (l=0 e l=1); etc. L'orbitale con l=0 ha forma sferica ed e' chiamato orbitale s; l'orbitale con l=1 ha forma bilobata, a clessidra, ed e' chiamato orbitale p; i numeri quantici secondari superiori danno forme piu' complesse. Il NUMERO QUANTICO MAGNETICO, m, descrive l'orientamento dell'orbitale nello spazio e puo' assumere come valore tutti i numeri interi, positivi e negativi, compresi tra +l e -l. L'orbitale s (qualunque valore di n, l=0) ha sempre e soltanto m=0; questo significa che in ogni livello e' presente un solo orbitale s, ed infatti data la simmetria della sfera non puo' esservi che un solo orbitale s in ogni livello; se ve ne fossero di piu' sarebbero necessariamente coincidenti e sovrapposti. L'orbitale p (n>1, l=1) puo' assumere tre valori di m corrispondenti a m=-1, m=0 e m=+1. Questo significa che ogni livello energetico superiore al primo contiene tre orbitali p, ciasuno ortogonale al piano individuato dagli altri due, e definiti rispettivamente px, py e pz.

6 Note alla tabella 2: il numero di massa A e' riferito all'isotopo piu' abbondante; il numero atomico Z, il numero dei protoni ed il numero totale degli eelttroni coincidono per definizione; i tre orbitali px, py, pz sono energeticamente equivalenti ed e' arbitrario assegnare l'elettrone all'uno o all'altro di essi. IL NUMERO QUANTICO DI SPIN. Ogni orbitale puo' essere abitato al massimo da due elettroni (prinicpio di Pauli). Gli elettroni oltre a muoversi all'interno dell'orbitale hanno un movimento di rotazione sul proprio asse chiamato spin e se in un orbitale sono presenti due elettroni, essi devono avere spin opposto (orario e antiorario). Il quarto numero quantico definisce la direzione dello spin dell'elettrone e puo' assumere i valori di +1/2 e -1/2. GLI ORBITALI IBRIDI sp, sp 2 e sp 3. Gli orbitali atomici appartenenti allo stesso livello energetico (cioe' contraddistinti dallo stesso numero quantico principale) possono fondersi e generare ORBITALI IBRIDI; un orbitale s ed un orbitale p formanu due orbitali ibridi sp; un s e due p formano tre orbitali ibridi sp 2 ; etc.

7 IONI. Se un atomo perde un elettrone, la carica positiva dei protoni del nucleo non e' piu' esattamente bilanciata da quelle degli elettroni e si ottiene uno IONE POSITIVO (o catione), con carica elettrica netta pari a +1. La perdita di un ulteriore elettrone porta alla formazione di uno ione positivo con carica netta +2 e cosi' di seguito. E' possibile inoltre che un atomo isolato catturi l'elettrone perduto da un altro atomo ed acquisisca cosi' carica elettrica netta pari a -1; si ha in questo caso la formazione di uno IONE NEGATIVO (o anione). Uno ione e' definito come una specie chimica stabile che presenta carica elettrica netta diversa da zero e puo' essere costituito da un solo atomo (ione monoatomico, come nei casi descritti sopra) o da molti atomi legati tra loro, ed assomigliare quindi ad una molecola (ione poliatomico). CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE STABILI. Sebbene in linea di principio qualunque atomo possa formare molti ioni positivi e negativi, con diversa carica, in pratica ogni atomo forma soltanto uno o pochi ioni stabili. Ad esempio il sodio forma soltanto lo ione stabile monopositivo Na +, il calcio soltanto lo ione bipositivo Ca +2, il cloro lo ione mononegativo Cl -, etc. Le configurazioni elettroniche degli ioni stabili corrispondono al completo riempimento del livello elettronico esterno: ad esempio lo ione litio Li + presenta la configurazione elettronica esterna 1s 2, corrispondente al riempimento del primo guscio elettronico mentre gli ioni O -2 e F - presentano entrambi la configurazione elettronica esterna 2s 2 p 6, corrispondente al riempimento del secondo livello elettronico (si faccia riferimento alla tabella 2). Queste configurazioni elettroniche sono quelle dei GAS NOBILI (He, Ne, etc.).

8 LA TAVOLA PERIODICA Gli atomi esistenti in natura possono essere ordinati in una tabella per numero atomico crescente: La tabella cosi' ottenuta si chiama la TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI ed e' ordinata in righe (PERIODI) e colonne (GRUPPI). I PERIODI. La tavola periodica presenta 7 righe orizzontali, piu' o meno complete, dette periodi; ciascuna ospita un numero variabile di elementi: 2 per la prima riga, 8 per la seconda e la terza, 18 per la quarta e la quinta, etc. I periodi sono numerati dall'alto in basso in modo tale che quello che comincia con l'idrogeno (H) e' il primo e quello che comincia con il francio (Fr) e' il settimo ed ultimo. IL PERIODO CI DICE QUAL E' IL LIVELLO (o il numero quantico principale) PIU' ESTERNO ANCORA OCCUPATO DA ELETTRONI per l'atomo in questione. Pertanto l'idrogeno e l'elio, che appartengono al primo periodo,

9 presentano i loro elettroni piu' esterni nel primo guscio elettronico, con numero quantico principale n=1; gli elementi dal litio al neon, che appartengono al secondo periodo presentano i loro elettroni piu' esterni nel secondo guscio elettronico, con numero quantico principale n=2, ed hanno ovviamente il primo livello elettronico completo (si faccia riferimento alla tabella 2). I GRUPPI. Gli elementi di ciascun periodo della tavola periodica sono ordinati in modo tale che ciascuno appartiene ad una colonna; non sono cioe' sfalsati in verticale. Le colonne della tavola periodica si chiamano gruppi e indicano IL NUMERO DI ELETTRONI PRESENTI NEL LIVELLO PIU' ESTERNO PER L'ATOMO CONSIDERATO. Ad esempio l'idrogeno, il litio ed il sodio, che appartengono al primo gruppo presentano tutti un solo elettrone nel livello piu' esterno (che ha n=1 per l'idrogeno, n=2 per il litio e n=3 per il sodio). Gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno reattivita' simile e spesso possono scambiarsi nei composti; per questo alcuni gruppi hanno un nome, che si impiega quando si vuole indicare indifferentemente uno qualunque degli elementi del gruppo. Gli elementi del I gruppo, con l'esclusione dell'idrogen, sono chiamati metalli alcalini; quelli del II gruppo metalli alcalino-terrosi; quelli del VII alogeni e quelli dell'viii gas nobili.

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