Unità fondamentali del SI

Presentazione sul tema: "Unità fondamentali del SI"— Transcript della presentazione:

1 Unità fondamentali del SI
Ripassare le unità di misura Unità fondamentali del SI Quantità Unità Simbolo Lunghezza metro m Massa kilogrammo kg Tempo secondo s Intensità di corrente elettrica ampere A Temperatura termodinamica kelvin K Quantità di sostanza mole mol Intensità luminosa candela cd

2 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

3 Unità derivate del SI con nomi particolari
Quantità Nome Simbolo Unità Unità in termini di unità base del SI 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 Carica elettrica coulomb C s · A Potenziale elettrico / f.e.m. volt V W/A m2 · kg · s-3 · A-1

4 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- 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

5 Cosa si studia ? 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

6 atomo protoni + nucleo neutroni +- elettroni -
Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento protoni nucleo neutroni elettroni - mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054 N.B. ricorda il Difetto di massa

7 Ma i protoni non si respingono?
Nel nucleo ci sono Z protoni molto vicini tra loro (d  m). Essi risentono delle forze di: attrazione gravitazionale repulsione elettrostatica ?!? FE FG FG FE P P 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…

8 La “colla” nucleare FORZA NUCLEARE FORTE: E’ sempre attrattiva
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  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.

9 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 minor massa! …infatti per togliere un elettrone a un atomo un nucleone a un nucleo bisogna compiere lavoro cioè fornire energia Einstein  E=mc2

10 Massa e difetto di massa
Mediante spettrometro di massa si misura la massa atomica: Matomo = Mnucleo + Zme - Be Be = energia di legame degli elettroni atomici: Be ≈ (13.6 eV) Z (Be<<me, trascurabile) Per differenza si determina la massa del nucleo: Mnucleo = Matomo – (Zme – Be) = Zmp + Nmn – BA BA = energia di legame del nucleo BA = 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%) 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%)

11 Energia di legame: esempi
(u.m.a.) ZmP+NmN+Zme En.leg./nucl. (MeV) 2.0141 2.0165 1.1 4.0026 4.0330 7.1 7.7 7.5 8.8 7.6

12 il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.
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.

13 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.

14 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.

15 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

16 Esperimento di Rutherford
Schermo fluorescente di solfuro di zinco Particelle deviate Particelle riflesse Sorgente radioattiva Lamina d’oro Raggio di particelle alfa

17 + - Modello planetario orbita sole pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta + nucleo orbita elettrone -

18 Modello atomico di Bohr
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 Niels Henrik Bohr Copenhagen Copenhagen Nobel per la Fisica 1922 Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dell’elettrone intorno al nucleo = momento angolare dell’elettrone multiplo intero della costante di Planck = Riproduce perfettamente lo spettro dell’atomo d’idrogeno ... ma solo quello

19 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 PRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato. SECONDA 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. TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia. Per 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. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica.

20 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.

21

22 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

23 RIASSUMENDO

24 I numeri quantici definiscono un orbitale e sono:
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 ( %)  di contenere l'elettrone. Questa superficie definisce una figura geometrica chiamata forma dell'orbitale. I numeri quantici definiscono un orbitale e sono:

25 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.

26 La struttura dell'atomo

27 Orbitali s

28 Orbitali p

29 Orbitali d

30 Regola della diagonale 2s 2p
Gli elettroni si dispongono in ordine di energia crescente 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

31 1s2 Ar Z= 18 2s2 2p6 3s2 3p6 Esempi di strutture elettroniche 1s2 S Z= 16 2s2 2p6 3s2 3p4

32 6d 5f 7s 6p 5d 4f 6s 5p 4d 5s Energia crescente 4p 3d 4s 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. 3p 3s 2p 2s 1s

33 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.

34 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. 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. è più stabile di

35 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

36 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).

37 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

38 Gli elementi sono costituiti da Atomi e sono classificati nella
Tavola Periodica degli Elementi

39 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

40 Gas Solidi Liquidi Lr Lu 118 Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po
Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Solidi Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac

41 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).

42 Nomenclatura cenni

43 Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti).
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 H

44 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 molecolare di struttura H2O NH3 NH2 H2O NH3 N2H4 N H O H N H

45 propene (propilene) formula minima: CH2 formula bruta: C3H6 non ci serve!!! formula di struttura: H - C – C = C H –

46

47 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.

48 Esempio Qual è la configurazione elettronica dell’elemento con numero atomico 35? Qual è questo elemento? 5s 4p 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 : La configurazione elettronica è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 L’elemento è il Bromo (Br) 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s

49 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.

50 Esercizio 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

51 Forza di attrazione Nucleo- elettrone 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 e

52 EN (0,7) è il francio (Fr), come si vede dalle tabelle sui libri.
Ø      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° 7° gruppo Li Be B C N O F 1 1, , ,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.

53

54 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.: H2+ 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) 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)

55 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

56 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 massa isotopo abbondanza relativa 34, ,75771 36, ,24229 34,96885 uma x 0,75771 = 26, uma + 36,96590 uma x 0,24229 = 8, uma _____________ massa atomica media = 35, 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.

57 Peso ( forza con cui un corpo è attratto sulla terra dalla gravità)
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, x1023 mol-1 DENSITA’ è la concentrazione della materia = m/ V (g/ml) problemi

58 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

59 Es.. Esame Urine Densità o peso specifico 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.

60 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 e 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).

61 } } PESO SPECIFICO Urine ipotoniche Urine ipertoniche
Valori normali ( variano da a ) si misura in g/ml ma i valori spesso sono riferiti ad 1l (quindi ) Urine ipotoniche Urine ipertoniche } Impoverimento di liquidi Glomerulonefrite Diabete insipido Assunzione di diuretici } Presenza di sostanze di scarto Diabete mellito Insufficienza renale cronica

62 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?

63 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.

64 Presenza di alcuni elementi nel corpo umano

65 Chimica e Medicina La chimica farmaceutica
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 chimico-fisiche 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

66 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

67 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; Questi elementi, come altri non citati negli esempi, sono presenti negli alimenti in piccolissime quantità, e l’organismo umano dispone di raffinati meccanismi che ne consentono l’assorbimento. Tuttavia, allo stesso modo in cui gli elementi di transizione esplicano funzioni essenziali quando sono presenti in basse concentrazioni, ad alte concentrazioni essi diventano tossici