Biologia 01 – Chimica inorganica (parte 1) 1

Biologia 01 – Chimica inorganica (parte 1)

La chimica è la scienza che studia la composizione della materia, il suo comportamento e le sue trasformazioni. La chimica inorganica si occupa dello studio dei composti inorganici (composti non formati da atomi di carbonio). Studia il legame chimico, la simmetria delle molecole, i solidi cristallini e metallici. Descrive gli elementi, raggruppandoli nella tavola periodica. Analizza le reazioni di ossido-riduzione, acido-base e le reazioni di sintesi. La chimica organica studia i composti del carbonio. Raggruppa le classi di composti organici in base alla presenza di determinati gruppi funzionali, studiandone le proprietà, le metodologie di sintesi e le reazioni caratteristiche. Comprende al suo interno la chimica biologica studia le biomolecole quali carboidrati, amminoacidi, proteine, lipidi e acidi nucleici. Atomo L’atomo è l’unità fondamentale della materia. Il suo nome deriva dal termine greco “atòmos” e vuol dire indivisibile1. Le sue dimensioni sono nell’ordine dei picometri (10-12 metri). Un atomo è composto da un nucleo e da uno o più elettroni attorno ad esso. Il nucleo è posto al centro della struttura ed è molto ridotto se confrontato con la nube elettronica che lo avvolge (circa 100'000 volte più piccolo). È formato da due tipi di particelle: protoni e neutroni.

I protoni sono particelle cariche positivamente (carica elementare = +1). Il loro numero si chiama “numero atomico” ed è questo a determinare le differenze tra i vari elementi chimici.

I neutroni sono particelle la cui carica netta è 0. La loro massa supera di poco quella dei protoni. Di solito in un nucleo ce ne sono tanti quanti i protoni. Se invece ci sono più protoni che neutroni, il nucleo sarà più instabile e in questi casi si parla di isotopo di un elemento. La somma del numero di protoni e neutroni si chiama numero di massa.

Gli elettroni sono particelle minuscole (la loro massa è 2'000 volte inferiore a quella dei protoni) con carica negativa (carica elementare = -1). Sono molto importanti in quanto essi determinano il comportamento chimico di un elemento. In passato venivano descritti come piccole sfere che ruotano attorno al nucleo su orbite precise. Oggi, invece, si sa che gli elettroni non si comportano solo come particelle, ma anche in parte come onde2. Per via di questa doppia natura, essi non percorrono traiettorie precise, ma occupano alcune regioni dello spazio attorno al nucleo che vengono chiamate orbitali. L’elettrone non si trova mai in un punto preciso dell’orbitale, ma è come se fosse “disciolto” al suo interno.

1 In realtà è possibile dividere i componenti del nucleo dell’atomo in particelle ancora più piccole dette quark. Tuttavia queste si riaggregano in tempi brevissimi, riformando la particella originaria. Si considera l’atomo come unità fondamentale della materia proprio perché i quark non riescono ad esistere autonomamente, ma devono per forza aggregarsi. 2 Le onde sono fenomeni ripetitivi che trasportano energia senza trasportare la materia. Basti pensare alle onde marine che non spostano le particelle d’acqua, ma semplicemente le fanno oscillare in sequenza ordinata. Oltre alle onde meccaniche come il suono e le scosse sismiche, esistono anche onde elettromagnetiche come la luce.

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Modello atomico ad orbitali Il modello degli orbitali prevede che attorno al nucleo ci siano diverse zone di spazio, entro cui è possibile trovare gli elettroni. Queste regioni di spazio sono appunto gli orbitali.

Una prima suddivisione dello spazio presente nell’atomo è data dai livelli energetici. Un livello energetico è una zona che comprende più gruppi di orbitali. Questi livelli sono numerati in ordine crescente a partire da quello più interno. Il numero associato ad ognuno di essi si chiama numero quantico principale e si indica con N (ad esempio N=1 è il livello più vicino al nucleo). Man mano che si procede verso l’esterno i livelli acquistano sempre una maggiore energia, il che significa che gli elettroni all’interno dei livelli più lontani dal nucleo sono più energetici e possono fuggire dalla forza attrattiva del nucleo con più facilità.

All’interno di ogni livello energetico ci sono vari gruppi di orbitali. Gli orbitali che fanno parte di uno stesso gruppo hanno tutti la stessa forma, ma orientamento spaziale diverso. Un gruppo di orbitali è identificato dal numero quantico secondario (L). A seconda dei valori di questo numero si identificano quindi 4 forme di orbitali chiamate: S (orbitali3 sferici), P (orbitali bilobati), D (orbitali quadrilobati), F (orbitali multilobati). Tuttavia va notato che non tutti i livelli energetici contengono tutte e quattro le forme di orbitali: il primo livello contiene solo orbitali S, il secondo livello solo S e P, il terzo solo S,P e D, dal quarto in poi, invece, ogni livello energetico contiene tutte e 4 le forme di orbitali.

All’interno di ogni gruppo di orbitali, sono presenti singoli orbitali tutti della stessa forma, ma orientati in modo diverso: i diversi orientamenti vengono espressi con l’uso del numero quantico magnetico (M). Il gruppo degli orbitali S contiene un solo orbitale, perché una sfera non può avere più di un orientamento nello spazio. Il gruppo degli orbitali P contiene 3 orbitali orientati in tre modi diversi. Il gruppo degli orbitali D contiene 5 orbitali. Il gruppo degli orbitali F contiene 7 orbitali.

In ogni orbitale sono presenti 2 elettroni. Tuttavia, secondo il principio di esclusione di Pauli, non possono esistere due elettroni con le stesse “coordinate qunatiche” (N, L, M) pertanto è presente un ulteriore numero quantico, il numero quantico di spin (Ms) che può assumere come valore (negli elettroni) -1/2 e +1/2.4 Due elettroni, per stare nello stesso orbitale devono quindi avere un numero di spin opposto.

Riempimento degli orbitali In definitiva il numero massimo di elettroni che possono trovarsi in un gruppo di orbitali S è 2, in un gruppo P è 6, in un gruppo D è 10, in un gruppo F è 14. Un singolo orbitale si può scrivere in modo sintetico indicando prima il livello energetico di cui fa parte, poi il gruppo (quindi la sua forma) e, in apice, il numero

4 Il concetto di spin è molto complesso. Empiricamente si manifesta come la deviazione dal loro

percorso che subiscono gli elettroni se immersi in un campo magnetico. Ogni carica elettrica

muovendosi genera un campo magnetico, lo spin può essere immaginato come il diverso orientamento

che la calamita-elettorne può avere.

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di elettroni che contiene. Ogni atomo ha un numero di elettroni diverso, quindi riempie un numero diverso di orbitali. L’insieme di orbitali riempiti in un atomo si chiama configurazione elettronica. Essa si ricava in questo modo:

Si identifica il numero di elettroni di un atomo (è indicato sulla tavola periodica).

Si dispongono i diversi elettroni in un diagramma che rappresenta gli orbitali (riportato a lato) fino a quando non li si è posizionati tutti.

L’ordine di riempimento degli orbitali non segue i livelli energetici: non necessariamente ad esempio l’intero livello 3 dovrà essere riempito per iniziare a riempire il 4. Il corretto ordine di riempimento è riportato nella figura a lato.

I singoli elettroni si indicano con una freccia verso l’alto o verso il basso che rappresenta lo spin. Quindi se in un singolo orbitale ci saranno due frecce, queste avranno per forza verso opposto.

Tavola periodica

La tavola periodica è la tabella su cui sono riportati tutti gli elementi chimici classificati in base alla loro configurazione elettronica. La riga in cui un atomo si trova, si chiama periodo ed indica il suo livello energetico più alto (ad esempio il potassio si trova nel quarto periodo perché il suo livello energetico più alto è N=4). La colonna in cui un elemento si trova, si chiama gruppo e indica quali gruppi di orbitali si riempiono nell’ultimo livello energetico dell’atomo in questione. Gli appartenenti ad uno stesso gruppo hanno caratteristiche chimiche simili. I gruppi principali sono 8 e contengono atomi che riempiono gli orbitali dei gruppi s e p:

Gruppo 1: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta solo un elettrone nell’orbitale s (configurazione elettronica: s1). Si chiama anche gruppo dei metalli alcalini, e contiene elementi simili al potassio, molto basici, che reagiscono violentemente in acqua.

Gruppo 2: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s (configurazione elettronica: s2). Si chiama anche gruppo dei metalli alcalino terrosi, e contiene elementi di colore argenteo, basici, che reagiscono in acqua ma più lentamente dei precedenti.

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Gruppo 13: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e uno nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p1). Si chiama anche gruppo del Boro, e contiene elementi anfoteri5.

Gruppo 14: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e due nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p2). Si chiama anche gruppo del Carbonio.

Gruppo 15: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e tre nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p3). Si chiama anche gruppo dell’Azoto e contiene sia metalli che non metalli.

Gruppo 16: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e quattro nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p4). Si chiama anche gruppo dell’Ossigeno e contiene elementi molto comuni nei minerali.

Gruppo 17: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e cinque nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p5). Si chiama anche gruppo degli alogeni e contiene elementi biatomici e molto elettronegativi.

Gruppo 18: comprende elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s e sei nel gruppo di orbitali p (configurazione elettronica: s2p6). Si chiama anche gruppo dei gas nobili e contiene elementi gassosi molto stabili e con scarsissima reattività (non formano molecole con altri atomi, per questo sono detti nobili).

Oltre a questi, esistono altri gruppi secondari sulla tavola periodica: i gruppi da 3 a 12 formano il blocco dei metalli di transizione, cioè l’insieme di tutti gli elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s, quattro nel gruppo di orbitali p e un numero da 1 a 10 di elettroni negli orbitali d (configurazione elettronica: s2p6d1-10). Sono tutti capaci di fare molti legami e formano composti colorati. I due gruppi a parte della tavola periodica sono i lantanoidi e gli attinoidi che contengono elementi il cui ultimo livello energetico presenta due elettroni nell’orbitale s, quattro nel gruppo di orbitali p, 10 di elettroni negli orbitali d e un numero da 1 a 14 di elettroni negli orbitali f (configurazione elettronica: s2p6d10f1-14). Molecole La molecola è un insieme di almeno due atomi uniti da un legame chimico covalente. Una molecola può essere composta da più atomi di un solo elemento chimico o da atomi di elementi diversi. Le molecole possono essere rappresentate con diversi formalismi (sfere, bastoncelli, sfere e bastoncelli insieme), ma il più utilizzato è la scrittura di Lewis che prevede che gli atomi siano rappresentati con la lettera che li identifica e i legami con una linea. Legami chimici Un legame chimico è l’unione di due o più atomi resa possibile da una forza elettrostatica. Esistono legami intramolecolari (tra gli atomi, per formare una molecola), detti anche legami forti perché per romperli serve molta energia, e legami intermolecolari (tra le molecole, per coordinarsi in

5 Anfotero si dice di un elemento che è capace di comportarsi sia come un acido che come una base.

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una struttura solida o liquida), detti anche legami deboli. Nella formazione di un legame gioca un ruolo molto importante l’elettronegatività di un elemento. L’elettronegatività è la capacità di un atomo di accettare elettroni. Un atomo molto elettronegativo tende ad attirare elettroni liberi ed, inoltre, quando forma molecole, tende ad attirare gli elettroni degli altri atomi, generando una delocalizzazione della carica molecolare. Legami intramolecolari Sono tutti quei legami che si formano tra atomo e atomo per formare una molecola. Sono basati sulla condivisione degli elettroni.

Il legame covalente è il più semplice. Consiste in due atomi che mettono in comune un elettrone spaiato ciascuno. Questi due elettroni occuperanno un orbitale molecolare. Due atomi possono mettere in comune anche più di due elettroni. Se ne condividono 4 si parla di legame covalente doppio, se ne condividono 6 si parla di legame covalente triplo. Nel formalismo di Lewis si indica con una linea se è semplice, 2 se è doppio, 3 se è triplo. Il legame covalente può avvenire solo se la differenza di elettronegatività tra due atomi è inferiore a 1,9. Inoltre, se questa è minore di 0,4 si parla di legame covalente omopolare che è tipico delle molecole composte dallo stesso atomo (ad esempio H2) e che non presenta delocalizzazione di carica.

Il legame covalente dativo o legame di coordinazione è un particolare tipo di legame covalente in cui un atomo presta una coppia di elettroni ad un altro creando un orbitale molecolare. Il principio è lo stesso del legame covalente con la differenza che entrambi gli elettroni vengono da uno stesso atomo. Nel formalismo di Lewis si indica con una freccia che parte dall’atomo donatore e va verso l’atomo accettore.

Il legame ionico è molto diverso dai precedenti. Avviene quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è maggiore di 1,9. In queste condizioni, un atomo è molto più elettronegativo dell’altro e perciò tende a strappargli un elettrone. A questo punto l’atomo più elettronegativo acquista un elettrone diventando ione negativo, mentre l’altro atomo lo perde diventando ione positivo. I due ioni di carica opposta si attraggono e rimangono “legati” grazie alla forza elettrostatica.

Legami intermolecolari Sono tutti quei legami che si formano tra molecole per coordinarsi nello spazio e generare strutture solide o liquide. Sono basati sulla forza elettrostatica.

Le forze di Van der Waals sono forze elettrostatiche che agiscono tra le molecole polari. Una molecola si dice polare se presenta un polo positivo ed uno negativo. Le molecole dovrebbero essere neutre, ma molto spesso accade che gli atomi più elettronegativi di una molecola attirino su se stessi la gran pare degli elettroni e diventino una sorta di polo negativo della molecola (allo stesso modo gli atomi i cui elettroni sono delocalizzati diventano una sorta di polo positivo). Le forze di Van der Waals sono quindi le interazioni elettrostatiche grazie a cui le molecole polari si dispongono nello spazio.

I ponti ad idrogeno sono legami intermolecolari che avvengono grazie agli atomi di idrogeno in condizioni particolari. Se infatti un atomo di idrogeno è legato ad un atomo molto elettronegativo (spesso l’ossigeno) il suo elettrone viene delocalizzato su questo atomo e l’idrogeno assume una parziale carica positiva. In questo modo diventa capace di attrarre atomi che hanno una coppia di elettroni libera (come ad esempio l’azoto). L’idrogeno viene quindi

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condiviso tra l’atomo elettronegativo e quello con la coppia di elettroni libera diventando una sorta di ponte tra due molecole. Questo tipo di legame tiene insieme le due eliche del DNA ed è responsabile di molte proprietà dell’acqua.

Le interazioni idrofobiche sono tipiche delle sostanze non idrofile. Queste infatti, quando vengono messe in acqua, si cercano fino a formare un unico ammasso idrofobo. Grazie a queste interazioni è possibile il ripiegamento di molte proteine.