Introduzione all'Atomica e alle Interazioni Intermolecolari, Appunti di Biologia Applicata

Scarica Introduzione all'Atomica e alle Interazioni Intermolecolari e più Appunti in PDF di Biologia Applicata solo su Docsity! 19 Lezione 3 - slide 2 CAP 3 - ATOMI E MOLECOLE Tutta la materia è composta di atomi, (atomo significa inseparabile anche se ad oggi sappiamo che è divisibile) si pensava fosse la particella più piccola che costituisce la materia, porta sappiamo che ci sono particelle subatomiche: - protoni (+) - neutroni (da 0 piu), - Elettroni Atomo composto da: Nucleo —> piccolo ed estremamente denso dove troviamo: protoni, da 1 a + neutroni, da 0 a + ( come nell’idrogeno dove abbiamo protoni ma non neutroni) a sistemi omogenei con composizioni chimiche definite, sostanza che può essere a stato liquido, solido ecc gli elementi vengono definiti dal numero di protoni, numero specifico, ogni elemento ha un numero specifico di protoni che resta invariato, e questo prende il nome di numero atomico Z = identifica elemento chimico se aggiungo o tolgo protoni cambia l’elemento a cui mi riferisco es. elio Ⱦ 2 pallini rossi = 2 protoni numero di protoni = numero elettroni, quindi sappiamo che a meno che non ci siano condizioni particolari date da reazioni, se so il numero dei protoni so anche quello degli elettroni 20 1. TAVOLA PERIODICA Gli elementi sono stati ordinati in base ad una tavola periodica, di Mendeleev (= nome del chimico russo che l’ha ideata) e in essa non sono organizzati in maniera casuale, ma dall’altro e da sinistra a destra, secondo l’ordine crescente dei protoni = numero atomico Ad oggi gli elementi naturali trovati in natura sono 94, anche se un paio di questi sono stati trovati in radiazioni delle stelle, quindi vengono considerati naturali ma non essendo trovabili facilmente non sempre vengono contati. Gli altri sono stati creati sinteticamente in laboratorio ed essendo di recente creazione non tutti hanno un nome/ simbolo Evidenziati in giallo Ⱦ elementi più frequenti negli esseri viventi e solo 6 di questi, rappresentano da soli il 98% degli elementi che costituiscono gli esseri viventi: idrogeno, ossigeno, zolfo, carbonio, azoto, fosforo Ⱦ tra gli elementi più comuni tra gli esseri viventi. Gruppo delle terre rare Ⱦ rappresentato in basso solo per motivi grafici. hanno caratteristiche particolari es. sono molto instabili. Apparte l’idrogeno che ha un protone nel nucleo ma non ha neutroni, gli altri elementi hanno da uno a più neutroni nel loro nucleo ed essendo che sia protoni che neutroni hanno una loro massa, per quanto piccola, viene inserito un nuovo numero, che è il NUMERO DI MASSA A = dato dalla somma dei protoni e dei neutroni che troviamo nel nucleo dell'atomo La massa degli elettroni è trascurabile, quindi la massa di un atomo espressa in Dalton è data da neutroni e protoni, quindi dal suo numero di massa. 1 dalton/Uma (massa di un neutrone o protone) che in grammi= 1,7x10^-24 grammi elettrone è più piccolo= 9x10^-28 g (o.ooo5 Da) è trascurabile, viene ignorata non contribuisce in maniera significativa alla massa di un atomo Es. idrogeno Ⱦ ha un protone e no neutroni, ha NUMERO DI MASSA= NUMERO ATOMICO Ⱦ elio Ⱦ ha numero di massa e numero atomico diversi Ⱦ NUMERO DI MASSA = 4 Ⱦ NUMERO ATOMICO = 2 Ⱦ litio Ⱦ NUMERO MASSA= 6 NUMERO ATOMICO = 3 23 3. GLI ORBITALI Elettroni Ⱦ particelle subatomiche,piccolissime, massa trascurabile, carica negativa, quindi ruotano attorno al nucleo da cui sono attratti. Ⱦ come si dispongono è importante per capire come si comporterà l’atomo. Inizialmente si pensava che gli elettroni si muovesse con traiettorie circolari attorno al nucleo, ora si sa che non si può definire la loro posizione perchè sono troppo veloci, a seconda della quantità di energia dell’elettrone si dispongono su diversi livelli energetici (=7), esterno energia maggiore e riescono ad allontanarsi di più dal nucleo che essendo positivo cerca di attirarli. In ogni livello energetico abbiamo dei sottolivelli energetici: GLI ORBITALI Gli orbitali hanno forme e orientamenti caratteristici (4 diverse tipologie) e 1 orbitale è occupabile da 2 elettroni Ⱦ quindi un atomo che ha più di due elettroni, quindi dall’elio in su, bisogna avere più di un orbitale Gli orbitali non vengono riempiti a caso Ⱦ gli elettroni si distribuiscono dal nucleo alla periferia Ⱦ LIVELLO 1 = 1 SOTTOLIVELLO = S = 2 elettroni LIVELLO 2 = S (più grande) e P = 2 (S) + 6 (P) = 8 elettroni LIVELLO 3 = 2 (S) + 6 (P) + 10 (D) = 16 elettroni 24 ….fino ai 18 elettroni ciò funziona, poi i sottolivelli iniziano a sovrapporsi e cambia anche l’ordine di riempimento. Perché un orbitale ha 2 elettroni? perchè gli elettroni hanno entrambi carica negativa (repulsione) non succede perchè e hanno uno spin (rotazione di un elettrone intorno al suo asse) opposto ( uno gira da un alto e uno dall’altro quindi due possono coesistere). Importanti sono gli elettroni di valenza che si trovano nel livello energetico più esterno, e in base al numero di elettroni che troviamo in questo strato di valenza possiamo capire se l’atomo è reattivo, ovvero deve interagire con altri per raggiungere l’ottetto (= il livello massimo di elettroni raggiungibili nel livello esterno è 8) o se è già completo Regola dell’ottetto= per essere stabile deve ottenere 8 elettroni nel loro livello più esterni 25 4. LEGAMI CHIMICI Legami chimici= forza di attrazione che lega atomi insieme a formare molecole (unità formata da almeno 2 atomi, uguali o diversi tra di loro). 1. LEGAME COVALENTE = (più forte) tra atomi c’è condivisione di elettroni esempio. idrogeno, ha 1 elettrone, due atomi di idrogeno si avvicinano e condividono il loro unico elettrone e mettendo in comune ognuno il proprio elettrone raggiungono la coppia di elettroni massima raggiungibile ACQUA è una molecola ma anche un composto Composto: una molecola costituita da due o più elementi diversi legati insieme in un rapporto fisso se voglio sapere quale è il peso molecolare di un composto: devo sommare i pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola: 16 (ossigeno) + 2 (idrogeno) alle nostre temperature il legame covalente è utile perché permette alle molecole di essere stabili i legami covalenti possono essere classificati in base al numero di coppie di elettroni condivisi: alcuni atomi hanno dei nuclei sono più elettronegativi quindi gli elettroni non vengono condivisi equamente, ma l’atomo più elettronegativo tende ad attirare di più verso di se gli elettroni Orientamento dei legami —> la lunghezza, l’angolo, la direzione dei legami tra due qualsiasi elementi sono sempre i medesimi Tuttavia le forme delle molecole possono cambiare dato che gli atomi possono ruotare attorno ad un legame covalente (=non doppio) 28 Ci sono situazioni complesse in cui abbiamo gruppi di atomi legati tra di loro con legami covalenti, che però hanno una carica, come il caso dello ione Ammonio. = IONI COMPLESSI Es. ione ammonio = 1 atomo azoto e 4 idrogeno. Noi sappiamo che l’azoto ha un numero di elettroni pari a 7, quindi quanti elettroni restano disponibili dell’azoto da condividere con altri atomi ? Ⱦ 3, perché gli orbitali P hanno questa forma particolare, son 3 manubri in cui stanno quindi al massimo 6 elettroni. Dalla formula vediamo che l’orbitale 2p ha solo 3 elettroni quindi ci sono 3 elettroni disponibili che posson essere condivisi con altrettanti atomi di idrogeno. --> questo è quello che succede nell'ammoniaca In particolari situazioni abbiamo i due elettroni di valenza, non sono condivisi e nella situazione dello ione ammonio questo accade perché l'azoto condivide i suoi 2 elettroni con lo ione idrogeno = idrogeno che ha carica positiva perchè ha perso l’unico elettrone che ha, e che ha quindi solo un protone. 29 Ⱦ si deve instaurare un legame covalente tra idrogeno e azoto, ma il legame covalente prevede la condivisione di elettroni, qua l’idrogeno non condividere elettroni perchè non ne ha ed è l‘azoto a condividere i suoi due elettroni con l’idrogeno carico positivamente. Questa molecola è carica positivamente perché contando le cariche positive della molecola, abbiamo 4 protoni grazie ai 4 atomi di idrogeno e i 7 protoni dell’azoto = 11 cariche positive, mentre le cariche negative invece sono 10, perchè si ho 4 idrogeni, ma uno era uno ione privo di elettrone. Ⱦ legami ionici = forze attrattive tra ioni di cariche opposte. I sali, come NACL = cloruro di sodio (sale da cucina) è un esempio di ioni legati tra di loro che formano un composto solido, poichè si creano legami stabili secondo un reticolo cristallino ben definito. Ⱦ allo stato liquido i legami sono meno solidi, in continuo movimento, c’è possibilità di rottura dei legami. Es. in acqua il sale da cucina si scioglie, questo perchè all’interno dell'acqua abbiamo molecole polari che fanno da solvente = rompono i legami che troviamo tra gli ioni, che si allontanano e si crea una situazione in cui abbiamo da una parte ioni con carica positiva da un lato ioni con carica negativa, circondati da molecole d'acqua. 30 3. LEGAME IDROGENO Ⱦ già il nome sottintende la presenza di idrogeno, è un legame che si forma tra l’estremità positiva di un idrogeno e l'estremità negativa di un’altra molecola es. molecole d’acqua Ⱦ la presenza di legami idrogeno permette all’acqua di essere allo stato liquido. Importanti anche per la struttura di DNA e proteine (stabilizzano la struttura) Abbiamo legami covalenti polari tra ossigeno e idrogeno, essendo che gli idrogeni sono positivi vengono attratti da una molecola di ossigeno di un’altra molecola d'acqua, poiché negativo. Questi sono legami ancora abbastanza resistenti ma meno dei legami covalenti. Le molecole polari sono quelle molecole in cui abbiamo legami covalenti polari, quindi un polo positivo e un polo negativo, possono formare legami a idrogeno , se si orientano tra di loro in modo tale che il polo positivo combacia con il polo negativo. Molecole non polari, come gli idrocarburi che interagiscono tra loro (interazioni idrofobiche) ma non con l’acqua, sono idrofobiche (”paurose dell’acqua”). Se riescono a formare un legame idrogeno con le molecole d’acqua, sono dette molecole idrofiliche 4. INTERAZIONI IDROFOBICHE Ⱦ tra molecole non polarizzate le molecole idrofobiche invece sono quelle che non si legano all'acqua, che si legano tra di loro ma si allontanano dall'acqua e sono quelle polari, ovvero inc u gli atomi coinvolti hanno elettronegatività simile e quindi non trovo polo positivo e negativo es. idrocarburi 5. FORZE DI VAN DER WAALS Attrazioni temporanee dovute a variazioni casuali nella distribuzione degli elettroni nelle molecole Ⱦ se gli elettroni nella rotazione siano distribuiti in maniera un po’ asimmetrica , se questo succede e dall’altra parte c'è un'altra molecola che per lo stesso motivo espone una parte un pò più positiva si forma questa attrazione, che pero si puo sciogliere rapidamente.