Chimica - Capitolo 3 L'atomo e legame chimico SSPSS Prime - Pioda. L atomo. Etimologia

Transcript

1 1 L atomo Etimologia La parola atomo deriva dal greco antico. Un filosofo greco del periodo classico (Democrito) ipotizzò che la materia fosse composta da particelle indivisibili e definì queste atomi. a-tomo = non-divisibile Scomposizione di un pezzo di legno Immaginiamo di macinare un pezzo di legno in particelle sempre più piccole. La materia è costituita da atomi. Tutti gli atomi che si trovano in natura sono indicati dalla tavola periodica. Tuttavia Democrito non aveva ragione fino in fondo... Gli atomi sono effettivamente i mattoni della materia, ma non sono indivisibili. Per capire bene come è organizzata la tavola periodica bisogna fare un ulteriore passa e scomporre l atomo nelle sue componenti fondamentali. Le particelle elementari L atomo nel suo interno è composto da varie combinazioni di tre particelle elementari: il protone, il neutrone e l elettrone. Le caratteristiche fondamentali delle particelle elementari sono due: la carica elettrica e la massa. Particella Massa Carica elettrica Protone 1 uma 1 carica el. positiva Neutrone 1 uma non ha carica Elettrone 1/ 1836 uma ( 0) 1 carica el. negativa

2 2 La massa delle particelle elementari è solitamente espressa in uma (unità di massa atomica). 1 uma = 1.66*10-24 g (1 uma = g). La carica elettrica delle particelle ha anche una unità di misura particolare: la carica elementare. 1 carica elementare = *10-19 C. Le cariche elettriche di segno opposto si attraggono e quelle di segno uguale si respingono!!!!! La forza di attrazione/repulsione è inversamente proporzionale alla distanza. Minore è la distanza, maggiore è la forza. La struttura dell atomo L atomo non è una composizione disordinata delle particelle elementari sopra descritte. Le particelle elementari si ordinano in modo ben preciso formando gli atomi descritti dalla tavola periodica. Il Nucleo Protoni e Neutroni Peso Atomico (PA) Il nucleo è la parte centrale dell atomo: ha un raggio molto piccolo (circa 1 / del raggio dell atomo intero). Nel nucleo risiedono tutti i protoni e tutti i neutroni; per questo motivo il nucleo è il luogo dove si concentra la maggior parte della massa di un atomo. La massa totale di un atomo si chiama peso atomico (o massa atomica). Il valore espresso in uma del peso atomico è riportato dalle tavole periodiche e non differisce molto dalla massa del nucleo, infatti la massa degli elettroni è trascurabile. Gli orbitali La cipolla elettronica Gli Elettroni Gli elettroni non si trovano nel nucleo, orbitano attorno al nucleo come i pianeti del sistema solare orbitano attorno al sole. Tuttavia non si può portare avanti questo parallelismo. Gli elettroni non sono liberi di disporsi a qualsiasi distanza dal nucleo. Sono costretti ad orbitare in orbite ben precise. Il loro modo di ordinarsi è concentrico, come le foglie di una cipolla. Queste orbite sono chiamate orbitali. Ogni atomo ha a disposizione 7 orbitali Su ciascun orbitale c è un numero massimo di elettroni che possono aver posto. Se il numero di elettroni eccede questo numero massimo caratteristico per l orbitale, gli elettroni successivi occupano un orbita più esterna.

3 3 Gli elementi I protoni e gli elementi Ci sono 92 elementi naturali e alcuni elementi sintetici. Ciò che distingue un elemento da un altro è il numero di protoni nel nucleo! Per esempio il ferro (Fe) è ferro unicamente perché ha 26 protoni nel nucleo. Se ne avesse 27 sarebbe cobalto (Co), se ne avesse 25 sarebbe manganese (Mn). Il numero dei protoni nel nucleo è chiamato numero atomico e spesso si abbrevia con Z. I neutroni e gli elementi Gli Isotopi Il numero di neutroni in un elemento può essere stimato a partire dalla massa atomica (v. tavola periodica) e dal numero di protoni nel nucleo. Infatti la massa degli elettroni è trascurabilmente piccola per cui di può dire che N neutroni = Massa N protoni il risultato va naturalmente arrotondato all unità più vicina. Es il cloro: Massa uma. Z = 17. N neutroni = = cioè 18 neutroni. In realtà questa è una media. In natura si trovano 2 isotopi di cloro. Gli isotopi sono atomi che hanno lo stesso numero di protoni ma differiscono per il numero di neutroni nel nucleo. Il 75.6% degli atomi di cloro presenti in natura ha 17 protoni e 18 neutroni. Il rimanente 24.4% ha 20 neutroni. La media ponderata ci dà la massa media che troviamo sulla tavola periodica. Quindi ciò significa che il peso atomico è un valore medio che prende in considerazione la proporzione tra i vari isotopi di ciascun elemento che sono presenti in natura. Gli isotopi sono chimicamente equivalenti: un atomo di cloro con 18 neutroni nel nucleo si comporta, chimicamente parlando, in modo assolutamente identico ad un atomo di cloro con 20 neutroni. Isotopi dell idrogeno: 1 protone e 0 neutroni (idrogeno normale, acqua normale) 1 protone e 1 neutrone (deuterio o acqua pesante, 1/ 7000) 1 protone e 2 neutroni (trizio, radioattivo, bomba H, 1/10-20 ) Isotopi del carbonio: 6 protoni e 6 neutroni ( 12 C, normale, 99%) 6 protoni e 7 neutroni ( 13 C, normale, 1%) 6 protoni e 8 neutroni ( 14 C, raro, naturale, radioattivo) Isotopi dell uranio: 92 protoni e 143 neutroni (fissile, 0.7% in natura) 92 protoni e 145 neutroni (non fissile, 99.3% in natura)

4 4 Regole per gli elementi 1) Gli elementi sono elettricamente neutri. Ciò comporta che un elemento della tavola periodica avrà sempre lo stesso numero di elettroni e di protoni. 2) Il numero di neutroni è variabile. I primi 20 elementi hanno circa lo stesso numero di neutroni e di protoni; con l aumentare del peso atomico il numero di neutroni aumenta in proporzione rispetto ai protoni (uranio vs carbonio). Il numero di neutroni può comunque essere sempre stimato col metodo precedentemente descritto. 3) Gli elettroni si ordinano attorno agli atomi negli orbitali, partendo sempre dall orbitale più vicino all atomo e via via gli altri sempre più lontani: questo perché gli elettroni, più si trovano in vicinanza del nucleo, più ne sono attratti. 4) L'identità di un elemento è data dal numero di protoni nel nucleo. Esercizio Per ciascun atomo (elemento) trova: il numero di protoni, di neutroni (stima) e di elettroni. Trova anche il numero di elettroni per ciascun orbitale, seguendo la regola 3 (v. sopra). trova anche il nome dell elemento H C N Na Al Au S Ricorda: Quando una materia è composta da un solo tipo di atomo, si ha a che fare con un elemento. Caratteristiche degli elementi Il motivo per cui taluni elementi ci appaiono compatti a blocchi, o a 2 a 2 o in altra forma... lo vedremo più avanti, quando parleremo dei vari tipi di legami chimici. Sulla tavola periodica gli elementi sono indicati schematicamente: sono organizzati in una struttura tabellare con righe e colonne che hanno un significato ben preciso e che vedremo più avanti. Inoltre vi è una linea che divide in due la tavola periodica. Gli elementi a destra del confine sono non metalli, quelli a sinistra sono metalli. Unica eccezione è l idrogeno, che pur trovandosi a destra è a tutti gli effetti un non metallo. Caratteristiche dei metalli Tutti solidi a RT tranne... Lucenti Conducono calore Conducono elettricità Duttili e malleabili Tendono ad ossidarsi (reazione), cioè a perdere elettroni Caratteristiche dei non metalli Solidi (C, P, S,...); liquidi (Br); gassosi (O, N,...) Opachi se solidi Non conducono calore Non conducono elettricità (tranne la grafite) Friabili Tendono a ridursi (reazione), cioè ad acquistare elettroni

5 5 Gruppi Gli elementi che si trovano nella stessa colonna (gruppo) hanno proprietà chimiche simili. I gruppi sono denominati con numeri romani (da IA a VIII/0 e da IB a VIIIB). I metalli del gruppo IA reagendo perdono 1 e - I metalli del gruppo IIA reagendo perdono 2 e - I metalli del gruppo IIIA reagendo perdono 3 e - I metalli del gruppo IVA reagendo perdono 4 e - I non metalli del gruppo VII prendono 1 e - I non metalli del gruppo VI prendono 2 e - I non metalli del gruppo V prendono 3 e - I non metalli del gruppo IV prendono 4 e - Per gli elementi del gruppo B è più difficile fare una generalizzazione anche se per esempio i gruppi IIIB e IVB si comportano come i rispettivi gruppi A. Regola: Gli elementi reagendo cercano di far in modo che l orbitale più esterno sia completo (cedendo o acquistando elettroni). Per questo gli elementi del gruppo VIII/0 non reagiscono del tutto (possiedono già un orbitale completo) e sono definiti gas nobili. Si noti che come regola generale, i metalli perdono gli elettroni mentre i non metalli li acquisiscono! Per i seguenti atomi schematizza la struttura degli elettroni e proponi un modo quanti atomi prenderanno o perderanno durante una reazione chimica. Li N S Ba I C

6 6 Legami chimici Capire come gli atomi sono legati tra loro. In particolare vedremo che gli atomi hanno diverse modalità con le quali si attaccano e formano i composti. L'elettronegatività Forze di attrazione tra atomi Finora abbiamo visto che gli atomi hanno un nucleo che porta tute le cariche positive e che gli elettroni, essendo carichi negativamente, si sentono attratti dal nucleo e gli orbitano attorno. Quello che dobbiamo ora affrontare è il legame chimico tra più atomi. Quali saranno le forze che fanno si che due atomi si attraggano? Come mostrato schematicamente, l'unica forza di attrazione è quella che sentono gli elettroni di un atomo nei confronti di un altro atomo. Atomi generosi e atomi golosi Non tutti gli atomi della tavola periodica riescono ad attirare verso di sé gli elettroni degli altri atomi con uguale forza: ci sono atomi golosi di elettroni (e che tendono a rubare elettroni) e atomi generosi (che non li attirano e quindi li donano facilmente). Il parametro che ci permette di distinguere questa caratteristica è l'elettronegatività. L'elettronegatività è un parametro fisico che indica quanto un atomo è goloso degli elettroni degli altri atomi. Più alto è il valore di elettronegatività e maggiore sarà questa attrazione. Osservando i valori di elettronegatività si scopre subito l'acqua calda e cioè che i non metalli sono elementi che attirano molto gli elettroni degli altri atomi, mentre i metalli non li attirano. Ciò ci ricorda quanto già detto sui metalli e sui non metalli. La differenza di elettronegatività Il legame chimico più semplice è quello tra due atomi. Iniziamo a ragionare con questo sistema. Ci sono sostanzialmente due situazioni limite: quella in cui il legame è tra due atomi che hanno valori di elettronegatività molto diversi e quello in cui l'elettronegatività è simile. Per valutare la differenza di elettronegatività Den si sottrae il valore dell'elettronegatività di un atomo con quella dell'altro e si analizza il valore assoluto ottenuto, dimenticando quindi il segno. Matematicamente si ottiene la seguente espressione: Questi due casi sono corredati da due legami chimici ben distinti. Ne primo caso si parlerà di legame ionico, mentre nel secondo caso avremo a che fare con il legame covalente. Il confine tra le due situazioni è attorno al valore 1.7, cioè se la differenza (delta) di elettronegatività

7 7 è maggiore di 1.7 si ha a che fare con un legame ionico (ricordati come funzionavano i composti binari). Al di sotto di questo livello si ha a che fare invece con un legame covalente. Il legame ionico Gli ioni Come detto se la differenza di elettronegatività è alta (oltre 1.7) abbiamo a che fare con un legame ionico. La situazione è facilmente compresa con un esempio. Guardiamo il composto binario tra Cesio (Cs) e fluoro (F). La loro differenza di elettronegatività è pari a 3.3. Il fluoro è talmente più goloso di elettroni rispetto al cesio, che glielo ruba. Si ha quindi la formazione di ioni, analogamente a quanto visto l'anno scorso con i composti binari. Come ben capite gli ioni negativi si formano quando un elemento acquista elettroni rubandoli da un altro elemento; gli ioni positivi si formano quando un elemento cede elettroni ad un altro. Esercizio Provate a fare un ragionamento analogo per le seguenti coppie di elementi: Na / Se Ca / I Mg / S Ti / O Sc / O Caratteristiche dei composti ionici I composti ionici sono costituiti da atomi carichi elettricamente che sono anche chiamati ioni. Tra gli ioni valgono le regole di attrazione-repulsione che siamo soliti osservare: gli ioni tendono ad attirare verso di sé gli ioni di carica opposta. Si ottiene un reticolo tridimensionale. Per questo motivo i composti ionici (come per esempio i sali) sono tutti solidi. Inoltre con questo modello possiamo anche capire come mai i sali sono fragili. Se un urto causa lo slittamento di una fila di ioni all'interno del reticolo cristallino, improvvisamente si crea tutta una serie di forze di repulsione; il solido si rompe!

8 8 l legame covalente Obiettivo Applicare il concetto di elettronegatività al legame covalente introducendo il concetto di legame covalente apolare e di legame covalente polare. Introduzione La cosa è un pochino strana, ma ciascun atomo considera come propri gli elettroni che sono stati messi in comune con l'altro atomo. Anche quelli non in comune vengono indicati a coppie con trattini che però non si connettono ad altri atomi. Spesso succede che per avere tutti gli spazi vuoti riempiti, due atomi mettano più di un elettrone ciascuno in comune; in tal caso si formano legami doppi o anche tripli. Vediamo alcuni esempi. Finora abbiamo visto le caratteristiche dei legami chimici che hanno per caratteristica quella di avere una differenza di elettronegatività maggiore di 1.7. Quando la differenza di elettronegatività è minore di 1.7 la situazione del legame tra due atomi è radicalmente diversa da quella osservata nel legame ionico. In questo caso entrambi gli atomi attirano gli elettroni dell'altro atomo con forza simile e non c'è ragione di pensare che uno dei due atomi rubi uno o più elettroni all'altro. Tuttavia gli atomi aspirano ad avere l'orbitale più esterno completo. Ciò fa si che invece di rubarsi gli elettroni, li mettano in comune a coppie, formando legami covalenti e riempiendo gli spazi vuoti degli orbitali. Questa messa in comune ha una modalità ben precisa; ogni atomo deve offrire all'altro un elettrone così come ogni atomo ne deve ricevere uno. Vediamo qualche esempio. Il legame covalente è estremamente importante. Alcuni esempi sono l'alcol, l'acqua ossigenata. Il metano, la benzina il glucosio, ce, ecc. Inoltre anche a livello biologico il legame covalente è essenziale. Sono composti covalenti gli zuccheri, le proteine, i grassi, il DNA, insomma, quasi tutto.. Questo per esempio è lo zucchero comune chiamato anche saccarosio. Ci sono 46 atomi tutti legati tra loro in modo covalente.

9 9 Esercizi sul legame covalente Ricostruite la formula di struttura dei composti indicati in basso, utilizzando anche le indicazioni fornite. In alcuni casi è possibile trovare più di una struttura! Sostanza Anidride carbonica (CO 2 ) Acqua ossigenata (H 2 O 2 ) Metanolo (CH 3 OH) Alcol (C 2 H 5 OH) Acetilene (gas per saldare) (C 2 H 2 ) Etilene (gas per il polietilene) (C 2 H 4 ) Propano (C 3 H 8 ) Acetone (C 3 H 6 O) Butano (gas campeggio) (C 4 H 10 ) Indicazioni Due C concatenati; uno dei due lega l'ossigeno Tre C concatenati Tre C concatenati; il C al centro lega l'ossigeno Due possibilità!