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Orbitali s, rappresentaN da una sfera di cui si possono avere diverse grandezze come mostrato in figura Orbitali p, definiN da una forma più allungata dovuta a una distribuzione della probabilità di trovare gli ele>roni in un determinato punto diversa da quella...

Orbitali s, rappresentaN da una sfera di cui si possono avere diverse grandezze come mostrato in figura Orbitali p, definiN da una forma più allungata dovuta a una distribuzione della probabilità di trovare gli ele>roni in un determinato punto diversa da quella degli orbitali s. Sono cara>erizzaN da 3 direzioni diverse. Orbitali d, ancora più complessi Le diverse forme degli orbitali giusNficano anche la geometria delle molecole e la diversa reaXvità degli atomi. In aggiunta alla rivisitazione del moto degli ele>roni in orbitali ci furono altri studi che consenNrono di definire il numero massimo di ele>roni presenN in un orbitale. Il principio di esclusione di Pauli definì il conce>o fondamentale secondo cui un orbitale non può essere occupato da più di due ele-roni. Riprendendo il conce>o di livello energeNco, visto nel modello di Bohr (nonostante presentasse orbite circolari) più l’orbita sarà vicina al nucleo più l’orbitale sarà piccolo. - primo livello: 1 orbitale = max 2 ele>roni - secondo livello: 4 orbitali = max 8 ele>roni - terzo livello: 9 orbitali =max 18 ele>roni Maggiore sarà il numero di ele>roni che ruotano a>orno al nucleo maggiori saranno gli orbitali. LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Prendendo in considerazione i conceX precedentemente esposN è stato possibile creare una classificazione degli elemen:, organizzaN nella tavola periodica degli elemen:. Il primo che si cimentò nella classificazione degli elemenN fu Mendeleev che propose un'organizzazione della tavola fondata principalmente sul peso degli atomi e del loro comportamento, differenziando anche quelli che sono caNoni e anioni. Il conce>o di orbitale, integrato anche al principio di esclusione di Pauli, permise poi la creazione della tavola periodica degli elemenN così come viene uNlizzata oggi. Dalla tavola periodica si può facilmente ricavare il numero di ele-roni presenN in ciascun atomo e dei livelli ele-ronici che stabiliscono se gli ele>roni sono presenN in un primo livello e un primo orbitale o a seguire riempiendo a mano mano gli orbitali successivi. Queste due informazioni si possono ricavare leggendo orizzontalmente o verNcalmente la tavola periodica. Si possono disNnguere quelli che sono i gruppi (verNcali) e i periodi (orizzontali). - I periodi si idenNficano con numeri come 1, 2, 3 etc fino ad un massimo di 7. I periodi indicano i livelli ele>ronici che l’elemento possiede, in parNcolare il cosidde>o strato di valenza. - I gruppi invece si idenNficano con i numeri romani, saltando la zona centrale della tavola periodica, e sono 8. Il gruppo evidenzia il numero degli ele-roni di valenza che fondamentalmente rappresenta la reaBvità di un dato elemento fino, per l’appunto, ad un massimo di 8. Gli ele>roni presenN sullo strato di valenza sono quelli in grado di formare legami con altri atomi. Ad esempio l’idrogeno si trova nel gruppo 1 e nel periodo 1, avrà quindi 1 ele>rone di valenza nel livello 1 che sarà in grado di legarsi; sempre nel periodo 1 si avrà poi l’elio che con 2 ele>roni completerà l’unico orbitale presente sul primo livello e facendo parte dell’o>avo gruppo presenterà una conformazione ele>ronica che giusNfica la sua non reaXvità con solo 2 ele>roni. Prendendo invece il carbonio nel periodo 2 e nel gruppo 4 avrà 6 ele>roni in totale di cui 2 riempiranno l’orbitale nel primo livello e 4 ele>roni di valenza nel secondo livello che potranno formare legami. A seguire poi si troveranno l’azoto con 5 ele>roni di valenza sul secondo livello e l’ossigeno con 6 ele>roni di valenza sul secondo livello, il fluoro con 7 ele>roni di valenza, fino al riempimento di tuX gli orbitali del secondo livello con il neon, gas nobile, verificando il principio di esclusione di Pauli. In sostanza si possono idenNficare vari livelli e da lì capire che, se sul primo livello ci possono stare al massimo due ele>roni, nel caso l'elemento presenN un maggior numero di ele>roni si dovrà saltare al secondo livello, per avere poi diversi Npi di straN che giusNficano per esempio la presenza del sodio (Na) nel primo gruppo. Si potrebbe inoltre notare la colorazione differente dei vari elemenN, indicazione di comportamenN chimici diversi che verrà approfondita successivamente. Nella tavola periodica possiamo notare anche una classificazione fisica degli elemenN liquidi, arNficiali o so>o forma di gas, come ad esempio nel caso dell'ulNma colonna della tavola de>a dei gas nobili. Per idenNficare meglio i vari elemenN a livello chimico e il loro comportamento spesso viene uNlizzata una grafica molto semplificata che perme>e di vedere il riempimento degli orbitali secondo il principio di esclusione di Pauli e di conseguenza anche la disposizione degli ele>roni nello strato di valenza (vd immagini). Alcune specie chimiche per caricare a uno stato stabile, con quindi tuX gli orbitali dell’ulNmo livello compleN, nelle reazioni chimiche tenderanno a strappare, cedere o condividere ele>roni, creando quindi anche specie chimiche cariche come il caNone H+ (protone), che quindi perde un ele>rone, o lo ione H- che acquista un ele>rone assumendo la conformazione ele>ronica dell’elio (He). STRATO O GUSCIO DI VALENZA Lo strato (o guscio) di valenza è il livello ele>ronico più esterno. Esso condiziona la reaXvità chimica di un elemento, poiché gli ele>roni in esso contenuN sono quelli che partecipano alle reazioni chimiche e determinano la formazione o ro>ura dei legami chimici. PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI La reaXvità degli elemenN viene giusNficata da diverse proprietà periodiche della tavola periodica degli elemenN, derivanN dalla distribuzione degli ele>roni sugli orbitali. Le proprietà sono 4: 1. Raggio atomico: definito come la metà della distanza tra i nuclei di due atomi di un elemento legaN da legame covalente o metallico. Aumenta dall’alto verso il basso e da sinistra verso destra. 2. Energia ionizzazione (I): definita come l’energia minima richiesta per rimuovere un ele>rone da un atomo neutro. Maggiori saranno gli ele>roni presenN sullo strato di valenza più l’elemento sarà capace di a>rarne altri e quindi di rimuovere ele>roni da un atomo neutro. É comportamento paragonabile alla affinità ele>ronica, e preclude la conferma dell’ele>ronegaNvità. 3. Affinità ele-ronica (AE): ovvero la variazione di energia, che si accompagna all’aggiunta di un ele>rone all’atomo neutro, per produrre un anione. IdenNfica la capacità di un atomo di diventare anione e di a>rarre, in base all’energia di ionizzazione, gli ele>roni. Aumenta dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra. 4. Ele-ronega:vità: (la più importante ed evidenziata dalle altre 3), serve a spiegare meglio la distribuzione degli ele>roni negli orbitali e a giusNficare la creazione di legami tra atomi. E’ definita come l’a>razione esercitata da un atomo su ele>roni impegnaN in un legame con un secondo atomo. La differenza di ele>ronegaNvità tra due elemenN diversi o uguali perme>e di disNnguere la formazione di un legame al posto di un altro. L’ ele>ronegaNvità, come l’affinità ele>ronica e l’energia di ionizzazione, cresce dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra. SCALA DI PAULING (ele?ronegaEvità) Pauling definì una sorta di scala che evidenzia la crescente ele-ronega:vità. E’ possibile osservare come nelle molecole idrogeno, carbonio, azoto e ossigeno abbiano un’ele>ronegaNvità crescente.  Il grafico mostra i vari picchi associaN all’ idrogeno, il carbonio, l’azoto, l’ossigeno, il sodio, il magnesio e a seguire e le distribuzioni differenN in base al relaNvo insieme universo, crosta terrestre o corpo umano. In minima parte si possono trovare elemenN che, nonostante sembrino a livello quanNtaNvo molto meno presenN, risultano comunque fondamentali in alcune molecole. La tavola periodica (in foto) può idenNficare elemenN più abbondanN (in rosa) o in tracce (in giallo come ferro, magnesio o rame) sia stru>uralmente in alcune molecole sia perché presenN in enzimi o altre stru>ure. ELEMENTI PRINCIPALI NEL NOSTRO ORGANISMO Si possono poi idenNficare alcuni elemenN principali nel nostro organismo come idrogeno, carbonio, ossigeno e azoto. L’ossigeno è l’elemento più rappresentaNvo con il 65%: fondamentale come acce>ore ulNmo nei processi metabolici o come componente per l’acqua. Il carbonio (18%) è presente in molN scheletri di molecole organiche così come l’idrogeno (10%). L’azoto (3%) è presente nelle proteine e negli enzimi (proteine). Il calcio e il fosforo (biochimica d’organo) importanN per mantenere la funzionalità ossea. Inoltre ci sono: lo zolfo, presente in alcuni amminoacidi; il potassio; il sodio; il cloro, necessario per formare acido cloridrico; il ferro, presente nell’emoglobina senza cui non si potrebbe legare l’ossigeno; il magnesio, importante per stabilizzare delle molecole di cui una tra tu>e l'adenosintrifosfato (ATP). ELEMENTI IMPORTANTI PER LA NUTRIZIONE Tra gli elemenN importanN per la nutrizione si trova il calcio, presente in comparNmenN come quello osseo, fondamentale per enzimi calcio dipendenN e per la presenza a livello funzionale nei nervi, nei muscoli o negli ormoni; il fosforo presente sopra>u>o nel trifosfato, fondamentale per stabilire il legame che giusNfica la sua resa energeNca durante la ro>ura del legame dell’ATP; il magnesio che può essere stabilizzante su molecole come ATP; il sodio e il potassio, i sali più importanN nel nostro organismo che giusNficato l’avvenimento di alcuni evenN come la contrazione muscolare. ELEMENTI IN TRACCE Tra gli elemenN in tracce si trova lo iodio, necessario per alcuni ormoni come quelli Nroidei; alcuni enzimi della catena respiratoria invece richiedono rame, zinco, manganese nel poli magnesio per perme>ere l’azione di alcuni enzimi; il cobalto presente solo in tracce, ma fondamentale nella vitamina B12; il selenio nelle patate, essenziale per l’azione di una proteina anNossidante che è la proteina E. Nella tavola periodica si possono disNnguere macroelemenN (rosso) e oligoelemenN (blu), quesN ulNmi sono presenN in tracce, ma sono comunque fondamentali per il nostro metabolismo. REATTIVITÀ CHIMICA DEGLI ELEMENTI E LA REGOLA DELL’OTTETTO Come è stato precedentemente de>o, ogni elemento è cara>erizzato da una propria reaXvità. Al contrario i gas nobili (o inerN) assumono un comportamento differente da tuX gli altri elemenN: essi, infaX, non reagiscono. Come mai avviene questo fenomeno? Perché si parla di gas nobili o inerP? Come de>o precedentemente la reaXvità chimica di un elemento dipende dagli ele>roni di valenza e quindi dal numero atomico. Lewis definì una grafica a punN che idenNfica le possibilità degli ele>roni di creare legami. Più ele>roni sono presenN nello strato di valenza più sarà elevata l’ele>ronegaNvità dell’atomo, perché tenderà a voler raggiungere la stabilità. L’inerzia dell’o>avo gruppo, il gruppo dei gas nobili, è legata al fa>o che lo strato di valenza risulta completamente saturo di ele>roni. Regola dell’o-e-o formulata da Lewis: quando si forma un legame chimico, gli atomi acquistano, cedono o me>ono in comune un numero di ele>roni tale che si raggiunga l’o>e>o, infaX, una molecola con o>o ele>roni nello strato più esterno risulta stabile. Tu>e le molecole cercano infaX di essere stabili raggiungendo la configurazione Npica di un gas nobile. L’idrogeno, fa eccezione, perché può avere un massimo di due ele>roni nello strato più esterno e quindi tende a prendere la configurazione ele>ronica dell’elio completando l’orbitale; il carbonio cerca di raggiungere l’o>e>o aggiungendo 4 ele>roni raggiungendo la configurazione del Neon; il sodio che ha solo un ele>rone nello stato di valenza e lo perderà per raggiungere la configurazione ele>ronica del neon piu>osto che a>rarre 7 ele>roni. COME SI LEGANO GLI ATOMI: LEGAME CHIMICO Come si legano gli atomi e perché in base alla loro configurazione eleIronica si comportano in un determinato modo e non in un altro? DEFINIZIONE BASE DI LEGAME CHIMICO: Il legame chimico è ciò che :ene uni: almeno due atomi uguali o diversi fra loro. Viene generalmente viene indicato a>raverso dei traXni (es: C-C, H-H) che uniscono i simboli degli elemenN chimici interessaN. I legami chimici dipendono dalla disponibilità di ele>roni nello strato di valenza, i quali possono formare un certo numero di legami, a seconda delle necessità, per arrivare all’o>e>o. I legami chimici si possono disNnguere in due macro categorie: legami forN e legami deboli. La forza di un legame, o la sua debolezza, è determinata dall’energia necessaria per crearlo o distruggerlo. Più è difficile rompere il legame più sarà forte e più stabile sarà la molecola. LEGAMI FORTI I legami forN possono ulteriormente disNnguersi in legame ionico, che già nella nomenclatura presenta la sua cara>erisNca principale, la formazione di ioni, in legame covalente (polare o apolare) e in legame da:vo, molto meno comune. 1. LEGAME IONICO In questo legame sono coinvolN elemenN che molto facilmente perdono o acquistano ele>roni per arrivare all’o>e>o, elemenN che quindi hanno una grande differenza di ele-ronega:vità (superiore a 1,7-2). Se si considera che l'ele>ronegaNvità ha un andamento crescente da sinistra verso destra risulterà più facile la creazione di un legame ionico tra elemenN molto distanN fra loro. Quando si parla di perdita di ele-roni prevarrà la carica posiNva e si viene a formare un ca:one. Quando si parla di acquisto di uno o più ele-roni, che garanNscono la presenza di una maggiore carica negaNva sempre rispe>o alla configurazione neutra bilanciata di un atomo, si viene a formare un anione. Esempio del composto ionico per eccellenza è il sale da cucina, il cloruro di sodio (NaCl). Il sodio apparNene al primo gruppo (1 ele>rone nello strato di valenza) e il cloro apparNene al seXmo gruppo (7 ele>roni nello strato di valenza). Calcolando la differenza di ele>ronegaNvità tra il cloro con un valore molto elevato e il sodio con un valore molto basso si nota come il valore o>enuto superi di gran lunga la soglia dell’ 1,7 necessaria per creare un legame ionico (3,16-0,93 = 2,23), ciò implica anche che il legame ionico sarà molto forte. Guardando l’immagine si nota come il cloro, con 7 ele>roni nello strato di valenza, a>rarrà l’unico ele>rone nello stato di valenza del sodio, completando l’o>e>o, e assumendo una carica negaNva (anione Cl-), mentre il sodio completerà a sua volta l’o>e>o, ma assumerà una carica posiNva (caNone Na+). Poiché questo legame è cara>erizzato dall’a>razione di atomi con cariche di segno opposte si parla anche di a-razione ele-rosta:ca. I legami ionici, proprio perché sono molto forN, giusNficano la forma fisica solida, a>ribuita ai composN in cui sono presenN. QuesN composN, come il sale, sono solidi cristallini, infaX, si viene a creare un vero e proprio re:colo cristallino che vede l’associazione molto vicina e molto regolare degli ioni. Nel caso del cloruro di sodio (sale da cucina) un anione cloro viene circondato da 6 caNoni sodio e, viceversa, ciascun caNone sodio da 6 anioni cloro. Questo reNcolo può essere facilmente disgregato dall’acqua, infaX, essa a conta>o con il sale è in grado di dissociare il sodio e il cloro e quindi di “sciogliere” il sale. Le cara-eris:che dei compos: ionici: Si trovano allo stato solido a temperatura ambiente (giusNficato dalla forza del legame); Hanno pun: di fusione e di ebollizione molto eleva:; L’a>razione fra gli ioni è forte per cui occorre molta energia per separarli; L’acqua è in grado di indebolire i legami (le interazioni ioniche) all’interno di un reNcolo cristallino e favorire la scomposizione in ioni. Le reazioni di ro>ura di legami mediante l’acqua sono de>e reazioni di IDROLISI; I composN ionici sono cara>erizzaN da una grande rigidità geometrica data dal reNcolo cristallino. MolN ioni sono importanN in campo biomedico, come ad esempio di sodio, potassio, magnesio e calcio. Alcuni elemenN come il ferro presentano più staN di ossidazione e diverse funzionalità: il ferro in uno stato 2+ si trova nell’emoglobina e serve per trasportare l’ossigeno in tu>o il corpo, mentre lo stato ossidato 3+ non sarebbe ada>o per tale fine. Al legame ionico si prestano bene i primi due gruppi della tavola periodica, che tendono a perdere gli ele>roni nello strato di valenza e a formare ca:oni monovalen: (come il sodio) o bivalen: (come il magnesio). Gli alogeni (elemenN del 7 gruppo) invece facilmente si trovano con una carica negaNva data la loro forte ele>ronegaNvità e tendono ad acquistare facilmente un ele>rone e vengono definiN anioni monovalen:. I composN ionici sono anche forN ele-roli: (si definisce eleIrolita una sostanza la cui soluzione acquosa conduce eleIricità), essi in ambiente acquoso tendono a dissociarsi, in anioni e caNoni, e a condurre corrente ele>rica. Si può applicare una corrente ele>rica nel sistema in cui è stata posta, per esempio, una soluzione acquosa e del sale e si può osservare come gli anioni si dirigono verso l’ele>rodo posiNvo e i caNoni verso l’ele>rodo negaNvo. 2. LEGAME COVALENTE Il legame covalente, a differenza di quello ionico che vede un’acquisizione o una perdita di ele>roni, riguarda una compartecipazione degli ele-roni di due atomi. Si parla di legame covalente nel momento in cui l’ele-ronega:vità è inferiore di 1,7 (circa 2). In parNcolare può essere diviso in: - puro: idenNfica possibile presenza di differente carica su un atomo o sull’altro - polare Per esempio nel caso di due atomi di cloro, che hanno la stessa ele>ronegaNvità, non si può giusNficare una eventuale formazione di ioni in quanto nessuno dei due atomi tende ad a>rarre o a cedere maggiormente gli ele>roni. Quindi i due atomi condividono due ele>roni raggiungendo l’o>e>o come si vede sfru>ando la grafica a punN di Lewis (nel caso di ele>roni condivisi si uNlizza un traXno). Su ciascun cloro sono quindi presenN 6 ele>roni liberi e i due in condivisione. Esistono poi altri Npi di grafica che uNlizzano una sorta di indicazione di orbitale o la creazione di orbitali molecolari che derivano dalla fusione, a>raverso una linea ne>a, dei due orbitali atomici, con forma sferica per semplificazione. Oppure in alternaNva vengono disegnaN i due orbitali sferici che contengono solo gli ele>roni di legame e vengono faX intersecare in modo tale che gli ele>roni di legame siano presenN in entrambi gli orbitali. Nel caso del legame covalente, per esempio, gli atomi di idrogeno possono me>ere in condivisione l’unico ele>rone che posseggono creando una molecola di H2. Si può rappresentare la molecola anche con una grafica semplificata a>raverso un traXno che mostra appunto gli ele>roni condivisi. La maggior parte delle molecole che verranno analizzaN saranno cara>erizzate da legami covalenN e quindi raffigurate con un traXno. IBRIDAZIONE Spesso si possono avere legami tra orbitali diversi come tra gli orbitali s e p, che portano portano alla formazione di orbitali mis: (dalla combinazione di orbitali dello stesso atomo si oXene un numero di orbitali ibridi pari alla somma degli orbitali combinaN tra loro); in questo caso si parla quindi di ibridazione degli orbitali. La formazione di orbitali misN è finalizzata a creare l’orbitale molecolare più stabile. Ciò giusNfica il comportamento ad esempio del carbonio che può avere orbitali ibridi quando si lega con l’idrogeno. Si possono quindi spesso avere orbitali sp (sp3 quando si ha un legame singolo, sp2 quando si ha un legame doppio e sp con un legame triplo). I legami covalenN più importanN vengono indicaN con le le>ere greche: legame sigma (σ) se un legame singolo, un legame orizzontale e vede la condivisione di un solo doppie>o ele>ronico; legame pi greco (π), presente ne I legami doppi e tripli. Il legame pi greco avviene quando si verifica una sovrapposizione di orbitali al di sopra e al di so>o del legame sigma creando una nuvola ele>ronica. Quali sono le caraIerisPche del legame semplice sigma o del legame doppio pi greco? I legami legami doppi sono più corN dei legami semplici poiché la condivisione di ele>roni in quella zona della molecola fa sì che ci sia un’a>razione maggiore tra atomi. Di conseguenza oltre alla diversa lunghezza dei legami sarà anche più difficile rompere il doppio legame a causa della presenza della nuvola ele>ronica Npica del legame pi greco. GEOMETRIA DELLE MOLECOLE Generale si rappresentano le molecole a>raverso una grafica di Npo planare e semplificata, ma nella realtà bisogna tenere presente anche la distribuzione nello spazio dei legami. Per esempio il carbonio se forma 4 legami si dispone come al centro di un tetraedro regolare e i legami partono dal carbonio verso l’esterno del tetraedro formatosi. Gli angoli di legame variano in base alla formazione di una molecola piu>osto che un’altra e sono influenzaN dalla presenza di doppieX ele>ronici e di legami singoli o doppi. Una cara>erisNca fondamentale è la possibilità di rotazione della molecola a>orno a un legame semplice, aXvità che risulta impossibile nel caso di un doppio o triplo legame, siccome rendono la geometria della molecola planare. La possibilità di rotazione è molto importante poiché perme>e a stru>ure, come quelle delle proteine, di cambiare conformazione. La presenza di un doppio legame in alternanza con legami singoli giusNfica, inoltre, una reaXvità diversa (in chimica organica giusNfica fenomeni come la risonanza). LEGAME COVALENTE PURO Si ha un legame covalente puro quando la differenza di ele>ronegaNvità è inferiore a 1 (condivisione al 50% degli ele>roni di legame tra i due atomi) o spesso nulla , ovvero quando due atomi dello stesso elemento si uniscono fra di loro (oppure quelli che hanno una differenza di ele>ronegaNvità molto bassa come nel caso del legame tra carbonio e idrogeno). In questo Npo di legame si riscontra una condivisione degli ele>roni di legame uguale poiché nessuno dei due atomi tende ad a>rarre o a cedere maggiormente gli ele>roni di legame (la distanza degli ele>roni di due nuclei risulta equivalente). LEGAME COVALENTE POLARE Quando, nonostante si abbia un legame covalente, la differenza di ele>ronegaNvità aumenta allora la molecola più ele>ronegaNva aXra maggiormente il doppie>o di legame. Si idenNficheranno cariche parziali posiNve (delta +) e negaNve (delta -) sugli atomi. Si crea quando l’idrogeno reagisce con azoto, ossigeno e zolfo. Per essere più precisi si ha un legame covalente polare quando la differenza di ele-ronega:vità è tra 1 e 1,7 circa (percentuale di condivisione maggiore in un atomo e minore nell’altro, a favore dell’atomo più ele>ronegaNvo). La presenza di molecole polarizzate fa sì che l’interazione tra molecole polari giusNfichi una determinata reaXvità con altre molecole polari; portando a una maggiore (o minore) solubilità delle molecole in solvenN polari e non. Alcuni esempi di molecole polarizzate possono essere l’acqua, cosNtuita da idrogeno e ossigeno che esprime una maggiore a>razione degli ele>roni di legame rispe>o all’idrogeno per cui avrà una carica parziale negaNva delta - , ma anche l’ammoniaca (NH3), in cui l’azoto ha una parziale carica negaNva e l’idrogeno, ha una parziale carica posiNva. Digressione: Una parziale carica posiNva favorisce la protonazione. La protonazione può essere considerata come una sorta di legame daNvo, in cui il doppie>o ele>ronico arriva solo da parte di una molecola che vede una protonazione da parte del legame con l’idrogeno circolante so>o forma di ione. La protonazione cambia la geometria di legame così come gli orbitali e si nota a livello dell’angolo di legame. Nel caso dell'ammoniaca protonata si forma un angolo di legame maggiore che fra l’altro risulta essere un angolo di legame uguale alla molecola di carbonio con 4 legami che prende la forma di un tetraedro. LEGAME COVALENTE DATIVO Nel legame daNvo vengono condivisi due ele-roni, ma entrambi sono messi a disposizione da un solo atomo e l’altro li acce>a, non c’è quindi una vera e propria condivisione, ma una sorta di donazione univoca. Possono essere degli esempi la formazione di alcune anidridi, che vedono elemenN come lo zolfo che presenta un doppie>o non condiviso e che può essere donato all’ossigeno per formare anidride solforosa, oltre che nella formazione di alcuni acidi con e l’acido idrico, l’acido cloroso e sopra>u>o l’acido ortofosforico dove il fosforo è un grado di cedere in blocco 2 ele>roni per formare il legame daNvo. Il legame covalente daNvo viene idenNficato a>raverso una freccia che parte dall’atomo che dona verso l’atomo ricevente. LEGAMI DEBOLI: DI VAN DER WAALS E A IDROGENO La prof.ssa prosegue il discorso sui legami chimici: nella lezione precedente (2/10/2024) sono staN tra>aN i due legami forN, nella lezione odierna verranno invece presentaN i legami deboli quali legame di Van Der Waals e legame ad idrogeno. Parlando di legami chimici occorre ricordare l’importanza dell’ele>ronegaNvità: quando la differenza di ele>ronegaNvità tra due atomi risulta essere elevata il legame che si forma è definito ionico, la diseguaglianza tra i due valori della proprietà periodica in quesNone fa sì che l’elemento più ele>ronegaNvo a>ragga maggiormente a sé gli ele>roni. Anche nei legami covalen: la differenza di ele-ronega:vità influisce sull’a>razione dei doppieX ele>ronici posN in condivisione nella formazione del legame. Se la differenza di ele>ronegaNvità è pressoché nulla (e quindi i valori di ele>ronegaNvità sono molto simili, se non uguali) si formerà un legame covalente puro (es. legame tra carbonio ed idrogeno, o tra due atomi dello stesso elemento).Al contrario, se i due valori sono molto diversi si o>errà un legame covalente polare: l’atomo più ele>ronegaNvo a>rarrà maggiormente a sé gli ele>roni portando alla formazione di una parziale carica negaNva su di esso ed una parziale carica posiNva sull’atomo meno ele>ronegaNvo. L’immagine riassume il conce>o appena spiegato. Due atomi di idrogeno, avendo la stessa ele>ronegaNvità, instaurano un legame covalente puro cara>erizzato da una pari distribuzione delle cariche nei due atomi. Fluoro ed idrogeno invece hanno un’elevata differenza di ele>ronegaNvità: il fluoro a>rae maggiormente gli ele>roni, creando su di sé una parziale carica negaNva (δ-) , mentre l’idrogeno avrà una parziale carica posiNva (δ+) Dalla formazione di dipoli temporanei o permanenN scaturiscono interazioni ele>rostaNche tra dipoli vicini. DifaX esistono dei legami, o più precisamente delle forze, intermolecolari che si instaurano nelle molecole biologiche modificandone lo stato fisico. A differenza dei legami ionici o covalenN, che sono “forN”, i legami che verranno affrontaN in questa lezione sono deboli e cosNtuiscono, come già de>o, interazioni di :po ele-rosta:co. Verranno analizzate due Npologie di legami deboli, fondamentali nella biochimica metabolica per giusNficare la variazione di stato fisico, e sono: i legami di Van Der Waals o forze di London (prendono il nome dai rispeXvi studiosi che, essendo arrivaN alle stesse nozioni e conclusioni, vengono entrambi accostaN alla stessa Npologia di legame. ) e i legami ad idrogeno (come si evince dal nome stesso, l’elemento fondamentale nella formazione del legame è proprio H). Per comprendere quanto quesN legami siano deboli è uNle servirsi del legame covalente come mezzo di paragone: l’energia contenuta nel legame covalente è 100-1000 volte maggiore rispe>o a quella presente nel legame di London, e circa 10 volte più intensa di quella di un legame ad idrogeno. L’immagine consente di comprendere, tramite una grafica molto semplificata, la formazione di un dipolo. Riferendosi ad un atomo qualsiasi la distribuzione e la posizione degli ele>roni (rappresentata in blu) non è mai fissa ma varia nel tempo: può essere centrale, più concentrata a destra o a sinistra. Il passaggio di ele>roni a>orno all’atomo è molto rapido ed è dovuto all’interazione con altre molecole, non alla singola molecola. Se una molecola con dipolo istantaneo si avvicina ad un’altra crea su quest’ulNma un dipolo indo-o, originando una reazione a catena per cui la parte carica negaNvamente di una molecola si avvicinerà alla componente posiNva della successiva inducendo, ogni volta, un nuovo dipolo. Sono definite forze a-raBve flu-uan: proprio perché cambiano nel tempo. Ma nonostante la temporaneità si tra>a, come per ogni legame, di una stabilizzazione. I dipoli istantanei indoX sono associaN alla variazione dello stato fisico e pur essendo deboli, se sommate tra loro, garanNscono una coesione sufficiente da mantenere la sostanza nella fase liquida o nella fase solida. L’immagine mostra la formazione conNnua di dipoli istantanei indoX tra le molecole. Affinché un legame debole si realizzi e mantenga le sue cara>erisNche intrinseche devono verificarsi determinate condizioni: distanza: la vicinanza tra atomi o molecole è condizione necessaria affinché si realizzino interazioni temporanee dipolo-dipolo. Più le molecole sono distanN più i legami risultano deboli, fino ad  annullarsi. Ad esempio, la forza di London diminuisce in ragione della sesta potenza della distanza (ciò significa che se la distanza raddoppia, la forza di London diminuisce di 64 volte, dato che 26 = 64) peso molecolare: maggiore è la dimensione della molecola maggiore sarà il numero di ele>roni che la polarizzano. Dunque più le molecole sono grandi più rimangono coese, perché ne scaturisce un legame più forte. forma: a parità di peso molecolare occorre considerare la forma della molecola. Una forma allungata consente una maggiore vicinanza tra i dipoli della molecola, dunque ne deriva un legame più stabile rispe>o a quello che può nascere da una molecola più raggomitolata. La forza di legame può venir meno se, pur avendo una forma allungata, la molecola presa in ogge>o ha delle ramificazioni: in questo caso vi sarebbe un ingombro maggiore che ostacola il mantenimento del legame di Van Der Waals. (un esempio praNco: è molto più facile accostare i tronchi di alberi senza rami piu>osto che accostare tronchi di alberi con molte ramificazioni). temperatura: all’aumentare della temperatura diminuisce la forza di legame. Per comprendere meglio questo conce>o è uNle far riferimento ai passaggi di stato: in un composto solido le molecole sono molto vicine tra loro, ma se si aumenta la temperatura fino alla liquefazione si nota un distanziamento sempre maggiore tra le molecole, che raggiunge l’apice nello stato gassoso in cui la dispersione è tale da impedire il mantenimento del legame (ma ci sarà comunque un numero minimo di forze di London). ACCENNI AGLI ALCANI come esempio delle cara-eris.che di legame Un esempio che Nene conto del peso molecolare, della forma e della temperatura, sono gli alcani. Gli alcani sono molecole cara>erisNche della chimica organica (idrocarburi), molto piccole e formate solo da carbonio ed idrogeno. La dimensione dell’idrocarburo dipende dal numero di carboni presenN nello scheletro carbonioso: più le molecole sono piccole più l’alcano è allo stato gassoso perché non riesce a stabilire legami sufficienN di coesione come quelli che invece si formerebbero tra molecole più complesse. da 1 a 5 atomi di carbonio: alcani gassosi da 6 a 20: alcani liquidi (es. benzine, cheroseni, oli lubrificanN) da 20 atomi di carbonio in poi: alcani solidi, come le paraffine