Note di studio: Chimica e Propedeutica Biochemica – Lezione 2 Unità 1

Modello atomico e limiti del modello planetario

Il testo ripercorre i limiti del modello atomico di Rutherford, noto come modello planetario dell’atomo: secondo la fisica classica l’elettrone che orbita intorno al nucleo, perdendo energia radiando, dovrebbe progressivamente decadere e precipitare sul nucleo, provocando il collasso dell’atomo. Questo problema ha spinto lo sviluppo di una nuova descrizione dell’elettrone. Il modello di Bohr introdusse l’idea che la distanza degli elettroni dal nucleo sia quantizzata: l’elettrone può occupare solo livelli energetici discreti. Per promuovere un elettrone dal livello fondamentale a uno eccitato è necessario fornire una quantità di energia pari alla differenza tra i due livelli, e l’elettrone si muoveva su orbite circolari attorno al nucleo senza irradiarsi energia.

Orbitali, probabilità e numeri quantici

Ogni elettrone tende ad occupare il livello energetico più basso possibile, in accordo con la stabilità energetica. Due modi comuni di eccitare gli elettroni sono l’apporto di calore o radiazioni elettromagnetiche. L’energia di un elettrone dipende anche dalla distanza dal nucleo: quanto più vicino è al nucleo, tanto minore è l’energia posseduta dall’elettrone. Il concetto di orbitale nasce dall’idea che l’elettrone non possa avere una posizione definita ma una probabilità di trovarsi in una certa regione dello spazio; si introduce quindi la nuvola elettronica, cioè la zona di spazio attorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare l’elettrone. L’orbitale corrisponde alla zona dove la probabilità di trovare l’elettrone è maggiore del 95% e le sue caratteristiche sono definite dai numeri quantici n, l, ml, che descrivono energia, forma e orientamento dell’orbitale.

Numeri quantici e tipi di orbitale

Il numero quantico principale n specifica l’energia dell’elettrone ed è un intero positivo: n=1,2,3,\u00a0 ext{fino a } \u2026 n
ightarrow ext{livelli energetici che crescono con }n.
Il numero quantico azimutale l specifica la forma dell’orbitale ed è compreso tra 0 e n-1: l=0,1,2,\u2026,n-1. Si associano le lettere: 0=s, 1=p, 2=d, 3=f, 4=g, ecc.
Il numero quantico magnetico ml determina l’orientamento spaziale dell’orbitale: ml=-l,-l+1,\u2026,+l.

Principio di Heisenberg e orbitali

Il principio di indeterminazione di Heisenberg stabilisce che non si può conoscere contemporaneamente con esattezza posizione e velocità dell’elettrone: riangle x riangle p \,\geq\, \frac{\hbar}{2}. L’orbitale rappresenta una descrizione probabilistica della posizione dell’elettrone, introdotta anche da Schrödinger; grazie ai modelli di orbitali, gli orbitali elettronici non devono necessariamente essere sferici, ma possono avere orientamenti diversi nello spazio.

Spin, Pauli ed Hund: regole chiave per la configurazione elettronica

Secondo Pauli, l’elettrone possiede una proprietà di spin che può assumere due stati: spin up (+) e spin down (−). L’elettrone può occupare al massimo due elettroni per orbitale, purché i due elettroni abbiano spin opposti: m_s=\pm \frac{1}{2}. L’idea di spin ha due stati e si può definire la coppia di elettroni in un orbitale come spin-pairato o spin-spaiato. La regola di Hund afferma che, per sottoinsiemi di orbitali con energia identica (degeneri), la configurazione elettronica più stabile è quella in cui gli elettroni occupano orbitali separati con spin paralleli, massimizzando lo spin totale. Per ogni sottolivello energetico, gli elettroni si distribuiscono occupando il maggior numero possibile di orbitali, con spin parallelo prima di accoppiare spin.

Orbitale, forme e riempimento secondo l’energia

Gli orbitali hanno forme diverse: s, p, d, f. L’orbitale s è sferico, quello p ha forma a “campana” (dumbbell) con tre orientamenti lungo gli assi x, y, z, e i successivi orbitali d e f hanno forme e orientamenti più complesse. L’energia di un elettrone dipende non solo dalla distanza dal nucleo ma anche dalla forma e dall’orientamento dell’orbitale che lo ospita.

Relazione con la tavola periodica e la configurazione elettronica esterna

La configurazione elettronica esterna di un elemento determina la sua reattività chimica, la formazione di legami e la sua posizione nella tavola. La tavola periodica si organizza in periodi (numero di strati di valenza) e gruppi (numero di elettroni di valenza). La disposizione degli elettroni segue l’ordine di riempimento degli orbitali, guidato da tre principi chiave: numero quantico n e l, principio di Pauli e regola di Hund. In tabella, i blocchi si distinguono in s, p, d, f: i blocchi definiscono le configurazioni elettroniche esterne e l’unità di riempimento. Negli elementi di transizione si osserva il blocco “d”; i lantanidi e gli attinidi formano i blocchi “f”.

RMN: principi e applicazioni diagnostiche

La magnetismo nucleare nasce dall’old spin di nuclei come 1H, 13C e 31P che ruotano attorno all’asse, generando un campo magnetico. In presenza di un campo magnetico esterno, i nuclei allineano i loro momenti magnetici. L’applicazione di impulsi a radiofrequenza eccita i nuclei e cambia l’orientamento dei loro momenti magnetici; durante questo cambiamento gli atomi emettono un segnale radio di risonanza captato dal detector.

RMN in medicina e applicazioni cliniche

In ambito medico, la RMN (NMR) è una tecnica diagnostica che fornisce immagini dettagliate del corpo usando campi magnetici, senza radiazioni ionizzanti, a differenza della TC. Le applicazioni principali includono la diagnosi di tumori, ischemie ed emorragie cerebrali, lo studio di lesioni ai legamenti o cartilagini, la valutazione di malattie cardiache, infiammatorie o del midollo spinale. Il segnale RMN nasce dal magnetismo dello spin dell’idrogeno, diffusamente presente nell’acqua e nei tessuti grassi.

Patto tra elementi e proprietà fondamentali della tavola periodica

La tavola periodica presenta proprietà periodiche che variano in modo ricorrente: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Il raggio atomico è definito come la metà della distanza tra i nuclei di due atomi legati da legame covalente o metallico; l’energia di ionizzazione è l’energia minima richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo neutro; l’affinità elettronica è la variazione di energia associata all’aggiunta di un elettrone a un atomo neutro formando un anione; l’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attirare elettroni in un legame. La scala di Pauling fornisce valori numerici di elettronegatività: H ≈ 2.1, C ≈ 2.5, N ≈ 3.0, O ≈ 3.5, F ≈ 4.0, tra gli altri.

Configurazione elettronica esterna e regole di riempimento

In un atomo neutro, il numero di elettroni è uguale al numero atomico, determinando la configurazione elettronica. Gli elettroni nello strato di valenza partecipano alle reazioni chimiche e condizionano la reattività chimica dell’elemento. Il livello più esterno contenente elettroni è chiamato guscio o strato di valenza; gli elettroni di valenza partecipano alle reazioni chimiche e ne determinano la reattività.

Le regole fondamentali della distribuzione elettronica

Regola di Pauli: un orbitale può ospitare al massimo due elettroni con spin opposti.
Regola di Hund: per sottoinsiemi di orbitali di uguale energia, gli elettroni si dispongono in orbitali singoli con spin parallelo, prima di accoppiare spin.
L’ordine e la modalità di riempimento degli orbitali dipendono dai numeri quantici n e l, dal principio di Pauli e dalla regola di Hund.

Ioni: naturali e poliatomici

Il termine ione indica una specie chimicamente-caricata elettricamente. Gli ioni possono essere cationi, carichi positivamente (es. Na+), o anioni, carichi negativamente. La carica positiva si verifica quando gli elettroni sono inferiori ai protoni; la carica negativa quando gli elettroni sono superiori ai protoni. Gli ioni poliatomici sono composti da più atomi legati insieme e possono essere: NH4+ (ammonio, catione), PO4^3− (fosfato, anione), HCO3− (bicarbonato, ione ternario). Molti ioni poliatomici sono centrali nei processi metabolici: ammonio regola il pH del sangue; fosfato partecipa a reazioni cellulari; bicarbonato fa parte del sistema tampone bicarbonato/acido carbonico che mantiene l’equilibrio acido-base.

Peso atomico, massa molecolare e mole (mol)

L’unità di massa atomica (u.m.a.) è definita come dodicesima parte della massa dell’isotopo 12C: 1 u = 1/12 della massa di 12C. Il peso atomico è la media ponderale dei pesi atomici degli isotopi. Il peso molecolare (p.m.) è la somma dei pesi atomici degli elementi contenuti in una molecola, espressa in u.m.a. o dalton. Il mol è la quantità di sostanza che contiene 6,022 × 10^23 particelle (numero di Avogadro, NA = 6.022\times 10^{23}). In generale, la massa di una mole è: m = nM, dove M è la massa molare. Inoltre: N = n NA, con N il numero di particelle. Esempio: H2O ha p.m. = 18,02, quindi una mole di H2O pesa 18,02 g.

Esempi pratici: interpretazioni favolative e conversioni

Metano (CH4) ha massa molecolare p.m. = 16, quindi 1 mole di CH4 pesa 16 g. Se si hanno 50 g di CH4, il numero di moli è $n = \frac{m}{M} = \frac{50}{16} = 3,125$ moli.
Una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle, ovvero $N_A$; quindi 1 mole di O2 contiene $6.022\times 10^{23}$ molecole.

Legami chimici e energia associata

Si definisce legame chimico l’interazione che tiene uniti due atomi. Per rappresentarlo si usa un trattino tra i simboli degli elementi. I legami si formino per avvicinamento e condivisione di elettroni, portando a una configurazione elettronica più stabile, tipicamente la configurazione del gas nobile più vicino (regola dell’ottetto). I gas nobili, avendo già otto elettroni nel guscio esterno, non formano legami chimici. L’energia di legame è la quantità di energia necessaria per rompere un mole di legami di quel tipo; è misurata in kJ·mol^−1. In sintesi: la formazione di legami chimici riduce l’energia del sistema e rende la molecola più stabile.

Proprietà periodiche e rifornimento della tavola periodica

All’interno della tavola periodica, le proprietà degli elementi variano periodicamente: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Il raggio atomico è definito come metà della distanza tra i nuclei di due atomi legati; tendenzialmente aumenta lungo i gruppi e scende lungo i periodi a causa dell’aumento della forza di trattenimento dei nuclei sugli elettroni esterni. L’energia di ionizzazione cresce spostandosi lungo il periodo. L’affinità elettronica aumenta tipicamente lungo i gruppi e con la tendenza ad acquisire elettroni. L’elettronegatività (Pauling) è la tendenza di un atomo ad attirare elettroni in un legame; tra i principali valori: H ≈ 2.1, C ≈ 2.5, N ≈ 3.0, O ≈ 3.5, F ≈ 4.0.

Classificazione degli elementi e blocchi della tavola

Gli elementi si classificano in blocchi s, p, d, f a seconda della configurazione elettronica esterna. Il blocco s contiene i metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi; il blocco p comprende gli elementi del gruppo principale; il blocco d contiene gli elementi di transizione; il blocco f raggruppa lantanoidi e attinidi. La tavola mostra inoltre la suddivisione tra elementi dei gruppi principali (blocco s e p) e i metalli di transizione (blocco d).

Elementi essenziali per la vita e elementi in traccia

Tra gli elementi più importanti per la vita troviamo ossigeno (O), carbonio (C), idrogeno (H) e azoto (N). Altri elementi vitali includono zolfo (S), calcio (Ca), fosforo (P), potassio (K), magnesio (Mg) e ferro (Fe). In traccia sono presenti elementi come iodio (I), fluoro (F), zinco (Zn), manganese (Mn), cobalto (Co) e altri; una loro assenza o carenza può compromettere lo sviluppo biologico. Le diete umane richiedono una quantità minima di macroelementi (es. Ca, P, Mg, Na, K, Cl) e di microelementi (Fe, Zn, Mn, Cu, Se, I, ecc.).

Fissazione metrica: unità di massa e massa molecolare

Unità di massa atomica (u.m.a.) = dodicesima parte della massa dell’isotopo 12C; 1 u = 1/12 della massa di 12C; massa atomica relativa è la media ponderale degli isotopi.
Peso molecolare (p.m.) = somma delle masse atomiche degli elementi in una molecola: p.m. = \sumi ai \cdot m_i.
Mole (mol) = quantità di sostanza contenente $N_A = 6.022 \times 10^{23}$ particelle; 1 mole di una sostanza ha una massa in grammi pari al suo peso molecolare.

Esempi e applicazioni pratiche

Per una mole di CH4, M = 16 g; per 50 g di CH4, si hanno circa 3,125 moli.
Le reazioni chimiche implicano scambio o condivisione di elettroni in modo che la configurazione esterna segua la regola dell’ottetto.

Verifica e sintesi finale

Riassumendo: un orbitale è definito dai tre numeri quantici principali, angolari e magnetici, e può contenere al massimo due elettroni che differiscono per lo spin. L’esclusione di Pauli, la regola di Hund e i principi quantistici guidano la configurazione elettronica. La tavola periodica organizza gli elementi in base a tali configurazioni, con proprietà periodiche che emergono lungo gruppi e periodi. La RMN sfrutta i momenti magnetici nucleari, in particolare dello 1H, per fornire immagini diagnostiche. Infine, la conoscenza di mole e moli, peso molecolare e massa atomica è fondamentale per operazioni di laboratorio e calcoli chimici.