gli atomi e le molecole

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
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 (1H: Z=1, A=1); un
protone e un neutrone (deuterio, 2H: Z=1, A=2); un protone e due neutroni (trizio,
3H: 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 1H e quella formata dall'isotopo 2H e chiamata acqua
pesante hanno la stessa formula chimica H2O).
REAZIONI NUCLEARI; RADIOATTIVITA'. Le particelle che compongono il
nucleo atomico possono andare incontro a due tipi principali di trasformazioni:
P+ --> N + e+
N --> P+ + eSi 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).
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.
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.
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, sp2 e sp3. 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 sp2;
etc.
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 1s2, corrispondente al riempimento del primo guscio elettronico
mentre gli ioni O-2 e F- presentano entrambi la configurazione elettronica esterna
2s2p6, corrispondente al riempimento del secondo livello elettronico (si faccia
riferimento alla tabella 2). Queste configurazioni elettroniche sono quelle dei GAS
NOBILI (He, Ne, etc.).
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,
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.