ATOMI E MOLECOLEPsicobiologia – Lezione nr. 1

Prof. Lasaponara

• La struttura dell’atomo

• I legami chimici e le molecole

• I componenti elementari della materia vivente

20 miliardi di anni fa

Nucleo

Atomo

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.

Caratteristiche dell’atomo

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.

Idrogeno (H)

Carbonio (C)

Z= 1; A= 1

Z= 6; A= 12

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 12C (i.e. il peso di 1 protone o di un neutrone).

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.

PET: Sfrutta radio-isotopi dall’emivita brevissima

come: Carbonio11, Azoto13 e Ossigeno15. Porta

all’analisi quantitativa del flusso sanguigno.

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.

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

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

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

Livelli elettronici principaliN

. Di e

lettro

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osse

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gli a

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i all’in

tern

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ello

Tavola di Mendelev

Carbonio (C)

Z= 6; A= 12

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 inter-

atomiche, 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

La somma dei pesi atomici degli atomi che compongono una molecola è definito peso molecolare

Es. H2O = 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. H2O = 18 dalton 18 g

Una mole di una sostanza comprende sempre lo stesso numero di molecole, pari al numero di Avogadro =

6,02296 x 1023 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.

Caratteristiche delle molecole

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

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

Idrofoba Idrofila

Tabella 1.2

Tabella 1.3

Figura 1.4

Figura 1.5

Libro basi

biologiche

Tabella 1.4

Libro basi

biologiche

Legame covalente non polare Legame covalente polare

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

Anione

Catione

Legame ionico

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

• 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.

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.

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

• 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).

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.

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

• 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.

Il legame a idrogeno è considerato l'estremo di questo

genere di interazioni. L'energia media delle forze dipolo-

dipolo 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.

I legami che formano le molecole

• Legame covalente

• Legame ionico

• Legami deboli

• Forze di Van der Waals

• Legame idrogeno

http://news.nationalgeographic.com/news/2002/08/

0828_020828_gecko_2.html

Forze di Van der Waals

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

10-20 volte inferiore. Ma comunque molto

più elevata di quelle delle forze di Van der

Waals

Legame idrogeno

http://www.kentchemistry.com/links/bonding/bondingflashes/bond_types.swf