1struttura della materia

Ripassare le unità di misura
Unità fondamentali del SI
Quantità
Unità
Simbolo
metro
m
Massa
kilogrammo
kg
Tempo
secondo
s
Intensità di corrente elettrica
ampere
A
Temperatura termodinamica
kelvin
K
Quantità di sostanza
mole
mol
candela
cd
Lunghezza
Intensità luminosa
Unità derivate del SI
Quantità
Unità
Simbolo
Area
m2
A
Volume
m3
V
Velocità
m/s
v
Accelerazione
m/s2
a
Numero d'onda
m-1
Densità
kg/m3
r
Unità derivate del SI con nomi particolari
Quantità
Nome
Simbolo
Frequenza
hertz
Hz
s-1
Forza
newton
N
m · kg · s-2
Pressione
pascal
Pa
N/m2
m-1 · kg · s-2
Energia e Lavoro
joule
J
N·m
m2 · kg · s-2
Potenza
watt
W
J/s
m2 · kg · s-3
coulomb
C
volt
V
Carica elettrica
Potenziale elettrico / f.e.m.
Unità
Unità in termini di unità base del SI
s·A
W/A
m2 · kg · s-3 · A-1
Prefissi per unità di misura
Prefisso
Simbolo
Fattore
yotta-
Y-
1024
zetta-
Z-
1021
exa-
E-
1018
peta-
P-
1015
tera-
T-
1012
giga-
G-
109
mega-
M-
106
kilo-
k-
103
etto-
h-
102
deca-
da-
101
deci-
d-
10-1
centi-
c-
10-2
milli-
m-
10-3
micro-
m-
10-6
nano-
n-
10-9
pico-
p-
10-12
femto-
f-
10-15
atto-
a-
10-18
zepto-
z-
10-21
yocto-
y-
10-24
La chimica è la scienza, che studia la struttura, le
proprietà della materia, le sue trasformazioni e quindi
il suo comportamento in base a tale composizione.
La chimica medica studia tutto ciò
ma riferito in all’uomo
In particolare la biochimica studia le reazioni chimiche
complesse che danno origine alla vita: quindi oggetto di
studio sono la struttura e le trasformazioni dei
componenti delle cellule, come proteine, carboidrati,
lipidi, acidi nucleici.
La materia è fatta da atomi …
vediamo come sono fatti
atomo
Nucleo, formato da
protoni e neutroni
Guscio di elettroni in
movimento
nucleo
protoni
neutroni
elettroni
+
+-
-
mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054
N.B. ricorda il Difetto di massa
Ma i protoni non si respingono?
Nel nucleo ci sono Z protoni molto vicini tra loro (d  10-15 m).
Essi risentono delle forze di:
 27 2
mpmp
attrazione
)
11 (1 .67  10
 34
FG   G


6
.
67

10


2

10
N
2
15 2
gravitazionale
r
(10
)
19 2
repulsione
1 q pq p
)
9 (1 .6  10
FE  

9

10
 230 N
15 2
elettrostatica
4  0 r 2
(10
)
FE
P
FG FG
P
?!?
FE
In base alle forze che conosciamo (gravitazionale ed elettromagnetica)
i protoni dovrebbero respingersi violentemente
e quindi distruggere o impedire la formazione dei nuclei atomici.
A MENO CHE…
La “colla” nucleare
A MENO CHE…
All’interno dei nuclei atomici si manifesti una ulteriore
nuova forza di attrazione, capace di “incollare” tra loro i
protoni
vincendo la loro repulsione coulombiana.
Per tenere uniti i protoni sono necessari anche i neutroni!
FORZA NUCLEARE FORTE:
• E’ sempre attrattiva
• Si manifesta solo a distanze d  10-15 m
• Vale tra protoni, tra neutroni, tra protoni e neutroni
... ma ancora non basta a spiegare come sono fatti i nuclei..
Vedremo in seguito con la radioattività.
Masse atomiche e nucleari
Sommando le masse dei componenti, dovrebbe essere:
Mnucleo
= Zmp + Nmn
Matomo
= Mnucleo + Zme
= Zmp + Nmn + Zme
Invece sperimentalmente si misurano masse inferiori.
Spiegazione: il legame atomico/nucleare equivale a
una situazione di minor energia potenziale…
… che appare come
…infatti per togliere
un elettrone a un atomo
minor massa!
Einstein  E=mc2
un nucleone a un nucleo
bisogna compiere lavoro
cioè fornire energia
Massa e difetto di massa
Mediante spettrometro di massa si misura la massa atomica:
Matomo = Mnucleo + Zme - Be
Per differenza
si determina la massa del nucleo:
Mnucleo = Matomo – (Zme – Be)
= Zmp + Nmn – BA
BA
Be = energia di legame
degli elettroni atomici:
Be ≈ (13.6 eV) Z
(Be<<me, trascurabile)
BA = energia di legame
del nucleo
= Energia di legame del nucleo =
= lavoro necessario per separare tutti i nucleoni del nucleo
= Dm = Difetto di massa = massa equivalente a questa energia
= differenza tra la somma delle masse dei nucleoni
e la massa effettiva del nucleo
Ovvero Il difetto di massa è dovuto a quella parte della massa dei nucleoni che si è trasformata in energia di legame fra i protoni e
i neutroni di un atomo (0.1-0,7%)
Energia di legame: esempi
M
(u.m.a.)
2.0141
ZmP+NmN+Zme
(u.m.a.)
2.0165
En.leg./nucl.
(MeV)
1.1
4.0026
4.0330
7.1
12
6
12.0000
12.0989
7.7
13
6
56
26
238
92
C
13.0034
13.1078
7.5
Fe
55.9349
56.4633
8.8
U
238.0508
239.9845
7.6
2
1
4
2
H
He
C
in ogni atomo
il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.
Questo numero viene denominato Numero Atomico, Z.
Si riconoscono così 109(ora 118) specie atomiche,
con Z da 1 a 109, che vengono definite
Elementi Chimici
indicati con un simbolo che corrisponde alla prima
lettera, o alle prime due lettere, del nome latino.
Il numero atomico si indica con Z ed identifica tutti gli
elementi chimici:
Z= 1 (Idrogeno);
Z=2 (Elio);
I protoni si trovano nel nucleo, che costituisce il cuore
dell’atomo, il loro numero (numero atomico) è costante per
gli atomi che appartengono ad uno stesso elemento.
Gli elettroni ed i protoni hanno carica uguale ma di segno
contrario, quindi in un atomo neutro il numero dei protoni è
sempre uguale a quello degli elettroni.
Gli elettroni si trovano in zone dello spazio intorno al
nucleo chiamate orbitali.
Il numero di massa è uguale alla somma dei protoni e dei
neutroni (nucleoni) e si indica con A.
I neutroni, come i protoni, si trovano nel nucleo. Il numero
dei neutroni può variare anche per atomi che appartengono
ad uno stesso elemento, esso si indica con N. Gli atomi di
uno stesso elemento che differiscono per il numero dei
neutroni vengono chiamati isotopi. Ad esempio l’idrogeno
è formato da tre isotopi:
Il prozio che possiede un elettrone ed un protone.
Il deuterio che possiede un elettrone, un protone ed un
neutrone.
Il trizio che possiede un elettrone, un protone e due
neutroni.
L’atomo….. Un po’ di storia
Il concetto di atomo (dal greco "atomòs", "indivisibile") come costituente della materia trae le sue
origini dalla filosofia greca e, con alterne fortune ha navigato attraverso i millenni.
Tra la fine del XVIII e l’inizio del XIX secolo gli studiosi si convinsero che la natura era discontinua e
formata di atomi e molecole.
Nel 1897, J.J.Thomson, a conclusione di una serie di esperimenti, scoprì l’elettrone e realizzò il primo
modello atomico.
Pochi anni più tardi E.Rutherford propose a due suoi ricercatori, H.Geiger e E.Marsden, un
esperimento in seguito al quale arrivò a concludere che l’atomo è composto da un nucleo carico
positivamente intorno al quale sono distribuiti gli elettroni.
Gli elettroni si muovono intorno al nucleo in orbite circolari in modo che la forza centrifuga
bilanciasse la forza di attrazione elettrostatica (Teoria planetaria)
MA... girando gli elettroni perdono energia e cadono sul nucleo
Allora
Esperimento di Rutherford
Schermo fluorescente
di solfuro di zinco
Particelle deviate
Particelle riflesse
Sorgente radioattiva
Raggio di particelle alfa
Lamina d’oro
Modello planetario
orbita
sole
pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta
orbita
nucleo
elettrone
+
Nel 1913, Niels Bohr propose una spiegazione del comportamento degli elettroni atomici.
Applicò ad alcuni concetti appresi presso il laboratorio di Rutherford le idee della quantizzazione introdotte da
Planck ed ampliate da Einstein.
Modello atomico di Bohr
Modello planetario quantizzato.
Si ha orbita per un elettrone quando:
forza
attrattiva tra
nucleo ed
elettrone
momento
angolare
dell’elettrone
Niels Henrik Bohr
Copenhagen 7.10.1885 - Copenhagen 18.11.1962
Nobel per la Fisica 1922
=
=
forza centrifuga
della rotazione
dell’elettrone
intorno al nucleo
multiplo intero
della costante di
Planck
Riproduce perfettamente lo
spettro dell’atomo
d’idrogeno
... ma solo quello
Bohr dedusse che gli elettroni atomici sono distribuiti a strati intorno al nucleo a diverse distanze.
L’elettrone si muove intorno al nucleo con moto circolare
Quindi il suo momento angolare sarà:
L=mvr
dalla teoria quantistica
questo momento assume valori definiti come multipli interi di h/2 per cui
mvr=n h/2
n= numero quantico principale
IPOTESI di BOHR
oPRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite
circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato.
oSECONDA IPOTESI: Il momento angolare degli elettroni é quantizzato. Esso puó
assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non puó assumere i valori intermedi
fra quelli permessi.
oTERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non
assorbe energia.
oPer passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioé da
un'orbita piú interna a una piú esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una
quantitá di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece
passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone
emette una quantitá di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite.
o L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica.
L'ipotesi di Bohr sulla struttura dell'atomo spiega quindi perché gli spettri di
emissione degli atomi sono spettri discontinui, a righe: ogni riga corrisponde a un ben
determinato valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza di energia
fra due orbite
Arnold Sommerfeld in seguito riuscì ad ampliare il modello di Bohr.
Nel 1932 J.Chadwick scoprì il neutrone. ( ultimo tassello per capire l’atomo )
Alcuni anni più tardi, secondo la teoria della meccanica quantistica, Schrödinger ed
Heisenberg risolsero il problema dell’atomo di idrogeno rispetto allo sviluppo del
modello di Bohr-Sommerfeld (o modello semiclassico
LA TEORIA MODERNA
Il principio di indeterminazione di Heisemberg e la scoperta della doppia
natura dell'elettrone da parte di de Broglie indicavano chiaramente una cosa:
non era piú possibile trattare l'elettrone come una particella classica.
La meccanica quantistica, a differenza di quella classica, è una teoria probabilistica,
quindi non dice che gli elettroni vivono su orbite fisse, ma fornisce la probabilità di
trovarli ad una certa distanza dal nucleo. Il valore più probabile, per ogni orbita,
coincide con quello trovato con il modello semiclassico
NON PIU’ ORBITE MA ORBITALI
LE DIMENSIONI, LA FORMA E L’ORIENTAMENTO DEGLI ORBITALI SONO
DESCRITTI DAI NUMERI QUANTICI
RIASSUMENDO
18 ott
L’elettrone si muove velocemente e questo moto è associato ad una funzione
matematica (ψ), detta orbitale, in cui compaiono almeno tre costanti
(parametri) che possono assumere solo determinati valori, pena la perdita di
significato della funzione stessa.
La funzione (orbitale) non ci permette di conoscere la posizione punto per
punto dell'elettrone, ma il suo quadrato (ψ2) ci permette di conoscere la
probabilità, entro un volume definito nei pressi del nucleo, di trovare
l'elettrone.
Ciò ci permette di tracciare la minore superficie chiusa che ha una
probabilità elevata ( 90- 99%) di contenere l'elettrone. Questa superficie
definisce una figura geometrica chiamata forma dell'orbitale.
I numeri quantici definiscono un orbitale e sono:
Numero quantico principale n: (livello energetico)
Può assumere tutti i valori interi e positivi (1,2,3…ecc.) Spesso questo numero è indicato con lettere
maiuscole (K=1, L=2 ecc.). Gli orbitali aventi lo stesso numero quantico principale si dicono appartenenti
allo stesso strato. Nell'atomo di idrogeno, l'energia dell'orbitale dipende solo da n; negli atomi
plurielettronici, l'energia, oltre che aumentare con il crescere di n, aumenta anche al crescere del secondo
numero quantico l.
Numero quantico secondario o angolare o azimutale l :(forma orbiatale)
Può assumere tutti i valori interi da 0 a n-1. Esso caratterizza la forma dell'orbitale; di solito i valori di l si
indicano con le lettere s,p,d,f ecc.( s=0, p=1 ecc.). Gli orbitali con lo stesso numero quantico principale e
secondario definiscono un livello. L'energia dell'orbitale dipende dai numeri quantici principale e secondario
nel senso che cresce con il crescere del valore dei numeri quantici.
Numero quantico magnetico ml: (numero orbitali e (orientamento nello spazio)
Può assumere tutti i valori da +l a -l, cioè (2n +1) valori.
Esso è associato al numero delle differenti orientazioni che può assumere un orbitale per
effetto di un campo magnetico.
Numero quantico di spin o spin ms
Può assumere solo due valori, +1/2 e -1/2;
non è associato al moto degli elettroni attorno al nucleo, cioè all'orbitale,
ma al moto degli elettroni attorno al proprio asse.
Orbitali s
Orbitali p
Orbitali d
1s
Regola della diagonale
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
Gli elettroni si dispongono in ordine
di energia crescente
1s2
Ar Z= 18
Esempi di
strutture
elettroniche
2s2 2p6
3s2 3p6
1s2
2s2 2p6
3s2 3p4
S
Z= 16
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
Diagramma della sequenza di riempimento degli
orbitali che dimostra la sovrapposizione dei vari
livelli: l’energia del sottolivello 3d è maggiore di
quella del sottolivello 4s, che di conseguenza
verrà riempito successivamente al sottolivello
3p; analogamente l’energia del sottolivello 4d è
maggiore di quella del sottolivello 5s, quella del
5d è maggiore di quella del 4f e così via.
Principio di esclusione di Pauli
gli elettroni di un certo atomo non possono avere gli stessi numeri quantici. Pertanto
ogni orbitale , essendo caratterizzato da tre numeri quantici, può accogliere non più di
due elettroni con spin opposto, cioè in disposizione antiparallela
Regola di Hund:
Due elettroni nello stesso orbitale con spin antiparallelo esercitano una repulsione
maggiore che due elettroni con lo stesso spin in orbitali distinti della stessa energia.
Distribuzione degli elettroni nei vari strati:
aufbau ( dal tedesco costruzione) consiste nel costruire la successione degli atomi, così come
prevista dalla tavola periodica degli elementi, partendo dall'atomo più semplice (idrogeno) e
aggiungendo progressivamente un protone al nucleo atomico e un elettrone al mantello
elettronico, trascurando i neutroni che si aggiungono via via al nucleo per assicurarne la
stabilità, ma che non hanno nessuna rilevanza nei confronti delle proprietà chimiche dei vari
elementi.
Principio di Hund
Il principio della massima molteplicità di Hund stabilisce
che gli elettroni in uno stesso sottolivello tendono ad
occupare il massimo degli orbitali disponibili ottenendo il
massimo della stabilità.
è più stabile di
2 elettroni che occupano gli
orbitali p si disporranno
secondo lo schema
è più stabile di
3 elettroni che occupano gli
orbitali p si disporranno uno
per ogni orbitale.
Principio di esclusione di Pauli
Il principio di esclusione di Pauli afferma
che due elettroni possono coesistere in uno
stesso orbitale solo se dotati di spin opposti.
NO
SI
http://www.chim1.unifi.it/dida/mendel.htm
PER COSTRUIRE IL SISTEMA PERIODICO SI SEGUONO 3 REGOLE
II Sistema Periodico moderno è stato co struito sulla base della struttura degli
atomi, e gli elementi sono stati disposti secondo le seguenti tre regole:
•1.
n" atomico Z crescente
•2.
n° quantico principale crescente, ogni volta che il n° quantico aumenta
•
si va da capo.
•3.
energia crescente degli orbitali:
(per questa ragione gli orbitali 3d si riempiono dopo l'orbitale 4s).
Seguendo queste poche regole si ottiene una tabella, la
tavola periodica, in cui
i periodi (le righe)
rappresentano il numero quantico principale di
valore più elevato utilizzato dagli elettroni, mentre i
gruppi (le colonne) indicano la distribuzione
degli elettroni nei diversi orbitali del livello energetico
(numero quantico principale) più elevato, i
cosiddetti elettroni esterni o elettroni di valenza.
I gruppi, secondo la nomenclatura ufficiale IUPAC
sono numerati da 1 a 18
Noi in genere guardiamo soprattutto da 1 a 8
Gli elementi sono costituiti da Atomi
e sono classificati nella
Tavola Periodica degli Elementi
IL VOLUME, E QUINDI IL RAGGIO DI UN ATOMO
SONO DETERMINATI DAL VOLUME DEGLI ORBITALI
PIÙ' ESTERNI
II volume atomico è il volume occupato dagli orbitali più esterni
di un atomo.
Il volume atomico aumenta nel gruppo (perché aumenta il n°
quantico principale) e diminuisce nel periodo (perché nel nucleo
vi sono più protoni che attirano gli elettroni estemi).
Quando 2 atomi sono legati con un legame covalente, per
raggio covalente (detto anche raggio atomico) di un atomo si
intende la metà della distanza tra il nucleo dell'atomo preso in
considerazione e il nucleo dell'altro atomo
H
Gas
Li Be
Liquidi
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Solidi
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
He
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
Rn
118
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Legenda
Solidi
Liquidi
Gas
Artificiali
Metalli Alcalini
Metalli alcalino terrosi
Metalli di Transizione
Terre Rare
Altri metalli
Gas nobili
Alogeni
Non metalli
La linea rossa divide i metalli (in basso a sinistra) da i non metalli (in alto a destra).
Nomenclatura cenni
Sostanze molecolari
Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami
chimici (forti).
Una sostanza molecolare è una sostanza composta da
molecole tutte uguali.
O
O
H
H
H
H
H
H
O
H
H
H
H
H
O
H
H
O
O
H
H
H
O
O
H
H
H
O
H
O
O
O
H
H
H
H
Una formula bruta è una formula chimica che dà l'esatto numero
degli atomi di una molecola.
La formula di struttura mostra come sono legati fra di loro gli
atomi di una molecola.
Acqua
Ammoniaca
Idrazina
Formula
empirica
H2O
NH3
NH2
Formula
molecolare
H2O
NH3
N2H4
Formula
di struttura
O
H
N
H
H H H
H
H
N N
H
H
propene (propilene)
formula minima:
formula bruta:
CH2
C3H6
non ci serve!!!
–
–
H-C–C=C
–
formula di struttura:
–
–
H H H
H
H
LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA DETERMINA LE PROPRIETÀ
DI UN ATOMO
La configurazione elettronica estema (che abbreviarno in CEE) di un atomo indica quali e quanti
elettroni vi sono negli orbitali più estemi dell'atomo. Per esempio la CEE degli elementi del 1
gruppo è S1, di quelli del 3 "gruppo è s2p1, di quelli del 5° s2p3, dell'8° s2p6..
Gli elementi di uno stesso gruppo hanno:
1. la stessa CEE
2 stesso n° di elettroni estemi
3 Proprietà chimiche simili.
Le proprietà chimiche sono simili ma non uguali, perché gli elementi di uno stesso gruppo non
hanno lo stesso volume e quindi non hanno uguali le proprietà che dipendono dal volume atomico,
per esempio la elettronegatività e l'energia di ionizzazione.
Qual è la configurazione elettronica dell’elemento con
numero atomico 35? Qual è questo elemento?
5s
4p
3d
4s
Per lo svolgimento di questo
esercizio si utilizza il diagramma
cominciando a sistemare gli
elettroni dal basso verso l’alto e
mettendo al massimo due elettroni
per quadratino (o orbitale). Quindi :
3p
La configurazione elettronica è:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
3s
2p
2s
1s
L’elemento è il Bromo (Br)
L'ENERGIA DI IONIZZAZIONE
METALLI E NON METALLI
Gli elettroni (dotati di carica elettrica negativa) sono attirati dal nucleo dell'atomo
(dotato di cariche elettriche positive).
La forza di attrazione tra due cariche di segno opposto è inversamente
proporzionale al quadrato della distanza tra le cariche.
Quindi l'elettrone più estemo di un atomo piccolo è attratto dal nucleo dell'atomo
con una forza maggiore dell'elettrone di un atomo più grande.
Per allontanare dall'atomo l’ elettrone più esterno di un atomo piccolo bisognerà
consumare più energia che non per allontanare l'elettrone più estemo da un atomo
grande.
Si chiama energia di ionizzazione di un elemento, l'energia che occorre
consumare per allontanare l'elettrone più esterno di un atomo.
Quali valori assumono i numeri quantici l, m, ed s per n=3.
l può assumere i valori da 0 a n-1 quindi: 0, 1, 2
m può assumere i valori (–l 0 +l) per ogni valore di l quindi: per l=0 m=0,
per l=1 m=-1, 0, +1 per l=2 avremo i valori di m= -2, -1, 0, +1, +2
s avrà i valori : +1/2, -1/2.
I valori di l stabiliscono il tipo di orbitali presenti essi saranno l=0 orbitale
s, l=1 orbitale p, l=2 orbitale d.
I valori di m il numero di orbitali per tipo: per l=0 c’è un solo valore di m
cioè m=0 per cui ci sarà un solo orbitale s. Quando l=1 ci sono tre valori di
m ci sono allora tre orbitali di tipo p; quando l=3 m assume cinque valori
diversi ci sono allora 5 orbitali d
Forza di attrazione
Nucleo- elettrone
e
Energia di ionizzazione
Gli elementi dei primi gruppi del sistema periodico e quelli degli ultimi periodi, cioè possiamo dire
quelli che nel sistema periodico sono sotto la linea spezzata che scende a partire dalla sinistra del
boro, hanno una bassa energia di ionizzazione, cioè legano debolmente gli elettroni più estemi.
Questi elettroni possono quindi esser allontanati facilmente. Basta applicare un debole campo
elettrico e questi elettroni si spostano da un atomo allo altro.
Se abbiamo una barretta costituita da questi elementi e ne riscaldiamo una estremità, gli elettroni si spostano da una parte
all'altra della sbarretta conducendo con loro il calore.
Questi elementi, che hanno una bassa energia di ionizzazione, conducono calore ed elettricità:
si chiamano metalli.
Gli altri elementi, al di sopra.della linea spezzata, avendo una alta energia di ionizzazione, hanno
ben stretti gli elettroni più esterni e non condu-cono calore ed elettricità: si chiamano non-metalli

LA ELETTRONEGATIVITÀ' INDICA LA TENDENZA AD ATTIRARE GLI ELETTRONI di legame
Spesso due atomi sono legati tra loro da due o più elettroni. Questi elettroni (posti tra i due
atomi e carichi negativamente) sono attirati dai nuclei (dotati di carica positiva) dei due
atomi, quindi agiscono da colla.
La forza di attrazione elettrostatica diminuisce con la distanza delle cariche
Quindi un atomo piccolo attira verso di sé gli elettroni di legame con una forza maggiore di quella dell'atomo più
grande
Da Ciò risulta che la EN di un atomo è inversamente proporzionale al volume dell'atomo, quindi diminuisce nel gruppo
e aumenta nel periodo.
Quindi l'elemento che ha la maggiore EN (4) è il fluoro, mentre quello che ha la minore
EN (0,7) è il francio (Fr), come si vede dalle tabelle sui libri.
Riportiamo nella figura seguente i valori della EN degli elementi del 2 °periodo.
Si nota subito che spostandosi da sinistra a destra nel periodo si ha un incremento di 0.5 del valore della EN per ogni gruppo.
1° 2°
3° 4°
5° 6°
Li
Be B C
N
1
1,5 2 2,5 3
O
7°
gruppo
F
3,5 4
Ricordando questo e che la EN diminuisce nel gruppo e aumenta nel periodo, è facile avere l'idea del valore approssimato della
EN di qualunque elemento.
L'EN è una delle più importanti proprietà di un atomo, e ha una enorme influenza sulla forza dei legami
chimici e quindi sulla reattività e reazioni dei composti chimici.
MASSE ATOMICHE
All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la
massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento.
Es.:
2H2+ O2  2H2O
1,000 g di idrogeno reagiscono con 7,9367 g di ossigeno
massa atomica ossigeno=2 x 7,9367=15,873 g (relativa all'idrogeno)
acqua
Difficoltà legate alla conoscenza della formula molecolare.
Se l'acqua fosse HO avremmo la massa dell'ossigeno pari a 7,9367 g.
Inizialmente Dalton riferì le masse atomiche all'idrogeno.
Successivamente (Avogadro, Cannizzaro) si passò ad una scala basata
sull'ossigeno (fino al 1925)
MASSE ATOMICHE
All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la
massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento
Dal 1969 si usa una scala basata sul carbonio-12 ossia sull'isotopo 12C
A tale isotopo è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa
atomica.
Una unità di massa atomica (u.m.a. ora u.m) = un dodicesimo della massa
dell'atomo di carbonio-12 = 1,661×10-27 kg
Peso atomico= massa atomica media di un elemento allo stato
naturale espresso in unità di massa atomica
Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno
strumento chiamato spettrometro di massa
Masse atomiche ed abbondanza isotopica
Calcolo della massa atomica media di un elemento note le abbondanze relative
(=frazione del numero totale di atomi costituiti da un dato isotopo) degli isotopi
costituenti.
Cloro:
isotopo
35
17
Cl
37
17
Cl
massa isotopo
34,96885
abbondanza relativa
0,75771
36,96590
0,24229
34,96885 uma x 0,75771 = 26,49625 uma +
36,96590 uma x 0,24229 = 8,95647 uma
_____________
massa atomica media
= 35,45272 uma
Lo stesso procedimento può essere applicato ad elementi costituiti da tre o più
isotopi di cui sono note le abbondanze relative.
La somma delle abbondanze relative di tutti gli isotopi di un dato elemento
è uno.
CONCETTI BASE
Massa (è la resistenza del corpo all’accelerazione caratteristica
costante del corpo e dipende dalla quantità di materia in esso
contenuta)
Peso ( forza con cui un corpo è attratto sulla terra dalla gravità)
Peso = massa x accelerazione di gravità
( i valori numerici delle unità di misura Kg peso e Kg massa sono praticamente identici per
cui parleremo di peso e massa in ugual modo)
PESO ATOMICO ( peso medio di un atomo di quel elemento dipende dal N°
di massa e dalle percentuali relative con cui i vari isotopi sono presenti in
natura)
MOLE è quella quantità di sostanza che contiene 6,022x1023 unità chimiche
elementari (atomi, molecole, ioni, gruppi di ioni o di atomi, protoni, elettroni,
ecc.)
Il Numero di Avogadro è definito come il numero di atomi che sono
contenuti in 12 g (numero esatto) del nuclide 12C (si rammenti che 12C = 12 è la
base di riferimento dei pesi atomici). Siccome questo è il numero di unità
chimiche contenuto in ogni mole, NA ha unità di misura mol-1 ed è indicato più
propriamente come Costante di Avogadro: NA = 6,0221367x1023 mol-1
DENSITA’ è la concentrazione della materia = m/ V (g/ml)
problemi
Comunemente il termine peso specifico è usato
impropriamente come sinonimo di densità e per questo si
trova molto spesso indicato come g/cm3 o kg/litro o kg/dm3.
In questo caso i grammi sarebbero da intendersi secondo
un'obsoleta definizione di grammi peso, non grammi massa,
dove 1 grammo peso è il peso di 1 grammo massa in condizioni
di accelerazione di gravità standard.
La differenza è sottile e per la verità all'atto pratico la si può
spesso ignorare, ma è opportuno tener presente che mentre la
densità è un rapporto tra una massa e un volume, il peso
specifico è un rapporto tra un peso (quindi una forza) e un
volume
Es.. Esame Urine
Collegamenti con la clinica
Attraverso il peso specifico si misura la capacità dei reni di
concentrare e di diluire l'urina.
Esiste una relazione tra il Peso Specifico e la concentrazione
totale dei soluti all’interno dell’urina
• Densità o peso specifico
E’ influenzata dalla presenza di grosse molecole nelle
urine (glucosio, proteine, farmaci, elettroliti). Valuta il
potere di concentrazione del rene.
Densità o PESO SPECIFICO
•
Valori normali ( variano da 1003 a 1030 ) si misura in mg/ml
Il peso specifico delle urine dipende dalla quantità di sostanze in esse disciolte; tra queste, il
contributo principale è fornito da urea, azoto, cloruro di sodio e vari minerali, oltre a sostanze
"anomale" come glucosio e proteine.
Perciò, tanto più le urine sono concentrate e tanto maggiore risulta il loro peso specifico;
se beviamo molto, ad esempio, il volume urinario aumenta ed il peso specifico diminuisce;
viceversa, in condizioni di marcata disidratazione l'urina risulta più concentrata ed il peso specifico
è superiore.
Densità (Peso Specifico)
È l'esame che mostra la capacità renale a mantenere l'equilibrio fra elettroliti e liquido
nell'urina (Omeostasi).
I valori di PS. devono essere contenuti tra 1003-1007 e 1030.
In caso di aumento del PS. si può ipotizzare:
· Diabete mellito scompensato (a causa del glucosio nelle urine).
· Ostruzione delle vie urinarie. ipoperfusione urinaria, ipersecrezione di ADH,
· Glomerulonefrite.
In caso di diminuzione del PS. si può ipotizzare:
· Diabete insipido nefrogenico.
· Insufficienza renale cronica.
· Tubulopatia renale.
· Patologia ipofisaria (ridotta produzione dell'ormone antidiuretico).
PESO SPECIFICO
• Valori normali ( variano da 1.003 a 1.030 ) si misura in g/ml ma i valori spesso
sono riferiti ad 1l (quindi 1003-1030)
• Urine ipotoniche
• Urine ipertoniche
}
}
•Impoverimento di liquidi
•Glomerulonefrite
• Diabete insipido
•Assunzione di diuretici
Presenza di
sostanze di scarto
•Diabete mellito
•Insufficienza renale
cronica
Esercizi per la verifica di apprendimento IMP!!
Una ricetta prescrive di somministrare ad un bambino una
medicina nella quantità di 0.5 g per Kg di peso corporeo. Quanti
cc di questa medicina che è 6 g/ml bisogna somministare se il
paziente pesa 24 Kg? R 2cc
Qual è la densità di una soluzione di un farmaco che pesa
4g ed è contenuto in una siringa da 2cc? R 2
L’urina normale ha una densità di 1,03g/ml Qual è il peso di
100 cc di campione di questa urina?
Se ho tre campioni di urina di 10cc ciascuno che pesano
10.01g e 10,4g e 10.03g. Quale campione rappresenta
l’urina normale?
Gli elementi
I sistemi biologici concentrano certi elementi e ne
rifiutano altri, e questi processi possono
richiedere energia.
C’è una selezione naturale degli elementi.
– Quattro elementi (H, O, C, N) sono quelli base,
>99% del numero di atomi
– Altri 7 elementi (Na, K, Ca, Mg, P, S e Cl) sono
assolutamente essenziali, 0.9% del numero di atomi
– Altri elementi (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) sono
necessari in alcune specie.
Presenza di alcuni elementi
nel corpo umano
Chimica e Medicina
Il principio attivo di un farmaco
rappresenta la molecola che
possiede attività biologica
La chimica farmaceutica
costituisce il campo di ricerca per la sintesi e applicazione terapeutica dei
nuovi farmaci. Pone le sue basi sullo studio teorico delle proprietà chimicofisiche delle molecole e sui modelli di interazione farmacologica con
l'organismo.
Oltre questi aspetti farmacologici, la chimica risulta un utile ausilio in
medicina diagnostica
grazie alla possibilità di effettuare appositi esami chimico clinici di
laboratorio.
La medicina nucleare sfrutta gli Isotopi radioattivi
L’ importanza biologica degli elementi di transizione
Gli elementi di transizione sono presenti in piccole quantità nell’organismo umano, ma
non per questo sono meno importanti. Essi svolgono ruoli strutturali e funzionali
intervenendo nel:
Determinare la configurazione e la struttura terziaria e/o quaternaria della proteina
Trasferimento di elettroni
Trasporto di ossigeno
Ruolo catalitico: infatti numerosi enzimi sono delle metallo proteine in cui i metalli di
transizione svolgono una specifica funzione catalitica.
Alcuni esempi:
Il Ferro, pur essendo il più abbondante, rappresenta solo lo 0,04% del peso del corpo
umano. Le sue funzioni sono essenziali per il trasporto dell’ossigeno ai tessuti da parte
dell’emoglobina, inoltre la sua capacità di presentare due stati di ionizzazione, Fe2+ e
Fe3+, fa si che svolga una altrettanto essenziale funzione di trasporto degli elettroni nella
respirazione cellulare.
Il Rame, presente in quantità molto inferiori al ferro, è anch’esso coinvolto nel trasporto
degli elettroni nella respirazione cellulare. Inoltre esso è essenziale per l’attività di molti
enzimi, come ad esempio la monoamina ossidasi, importante per regolare i segnali dati
dai neuromediatori, la lisil ossidasi, necessaria per la corretta formazione del tessuto
connettivo, la superossido dismutasi che ha una funzione protettiva per i tessuti dai danni
ossidativi
Il Cobalto, a differenza di ferro e rame, è presente solo in tracce nella vitamina B12
Lo Zinco ha una funzione strutturale per le proteine, stabilizzando delle strutture
particolari, dette “zinc finger”, che promuovono l’interazione tra il DNA e le proteine
che regolano l’espressione dei geni. Esso inoltre è essenziale per il funzionamento
dell’alcol deidrogenasi, l’enzima che consente la detossificazione dell’etanolo
(assunzione di alcolici) convertendolo in aldeide acetica
Il Molibdeno è assolutamente necessario per il corretto funzionamento di enzimi: la
xantina ossidasi, importante per la degradazione dei composti contenenti azoto che
vengono convertiti in acido urico; l'aldeide ossidasi, enzima che riduce le aldeidi serve
anche a disintossicare il fegato dall'aldeide acetica prodotta durante il metabolismo
dell'etanolo;