Elementi di Chimica. Lezione 03

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1 Elementi di Chimica Lezione 03

2 Elementi atomi e molecole Come si è detto tutta la materia esistente in natura è costituita da 92 elementi. Tuttavia ben pochi di questi elementi si trovano in natura sotto forma di atomi isolati o, più esattamente, come elementi monoatomici (Figura 12). Gli unici elementi che esistono in questo stato sono i gas nobili, quelli che nella tavola periodica si trovano nell VIII Gruppo, tutti gli altri si trovano legati ad altri elementi uguali o diversi. L aggregazione di più elementi si chiama molecola. Se gli elementi sono tutti uguali la molecola mantiene le stesse caratteristiche dell elemento, ma la sua massa risulta uguale alla massa dell elemento moltiplicato per il numero di atomi che formano la molecola. Essa prende il nome di peso molecolare dell elemento. Se la molecola è formata dall aggregazione di elementi diversi si ha un composto chimico che ha caratteristiche diverse da ciascuno degli elementi componenti. Siamo in presenza cioè di un nuovo prodotto chimico. Anche in questo caso il peso molecolare del prodotto è la somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la molecola. I 5 elementi presenti in natura allo stato gassoso, oltre ai 6 gas nobili, e cioè l idrogeno, l azoto, l ossigeno, il fluoro ed il cloro hanno una molecola formata dall aggregazione di due atomi, sono cioè biatomici. Essi si designano con i simboli degli elementi seguiti dal pedice 2 che indica appunto di quanti atomi è formata la molecola: 2 N 2 O 2 F 2 Cl 2 Il peso molecolare di ciascuno di questi elementi è ovviamente il doppio del loro peso atomico. La Figura 13 mostra anche alcuni esempi di aggregazioni di più di due atomi uguali in una molecola, quali l ozono formato da tre atomi di ossigeno O 3, il fosforo aggregato in una molecola di quattro atomi P 4 e lo zolfo aggregato in una molecola di otto atomi S 8. Il peso molecolare di queste molecole è ovviamente tante volte il peso atomico quanti sono gli atomi presenti in esse. 1

3 Monoatomici Gas nobili Elio Neon Argo Cripto Xeno Radon Elementi Atomi uguali Pluriatomici Molecola Atomi diversi Figura 12 Elementi Atomi Molecole Peso molecolare Biatomici (Pm = 2Pa) Pluriatomici (Pm = npa) Idrogeno Azoto Ossigeno Fluoro Cloro Ozono Fosforo Zolfo 2 N 2 O 2 F 2 Cl 2 O 3 P 4 S 8 Figura 13 Esempi di aggregazioni di atomi uguali 2

4 Vediamo ora qualche esempio di aggregazione di atomi diversi (Figura 14). L acqua è un composto chimico formato da due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno e le sue caratteristiche chimiche e fisiche sono completamente diverse sia dall uno che dall altro dei due costituenti. La molecola dell acqua si indica scrivendo uno dopo l altro i simboli degli elementi presenti nella molecola ciascuno con un pedice uguale al numero di atomi in essa contenuti: 2 O Questo tipo di indicazione si chiama formula chimica o semplicemente formula della sostanza, in questo caso formula dell acqua. Il peso molecolare dell acqua è la somma dei pesi dei 2 atomi di idrogeno e dell atomo di ossigeno e quindi, trascurando i decimali, è uguale a 18. Un altro esempio: l acido solforico, un composto la cui molecola è costituita da 2 atomi di idrogeno, uno di zolfo e 4 di ossigeno. La sua formula è: 2 SO 4 e il suo peso molecolare 98 ( ). È opportuno a questo punto sottolineare che l idrogeno e l ossigeno potrebbero anche coesistere senza necessariamente formare l acqua; non si avrebbe in questo caso una sostanza, cioè l acqua, ma una miscela. La differenza fra una miscela ed una sostanza è che, nella prima, gli elementi che la compongono restano chimicamente distinti mentre, nella seconda sono intimamente legati. Per esempio nella miscela l idrogeno e l ossigeno restano allo stato gassoso e le loro molecole restano separate mentre nella sostanza acqua i due elementi sono chimicamente legati e le molecole dei due elementi non esistono più. Vedremo più avanti che, in questo caso, la trasformazione della miscela in una nuova sostanza è avvenuta attra- 3

5 verso un processo che prende il nome di reazione chimica. Concludiamo questo paragrafo introducendo un nuovo concetto che è di fondamentale importanza nello studio delle leggi chimiche: il concetto di mole (Figura 15). Una mole di una sostanza è una quantità di tanti grammi della sostanza quanti ne indica il suo peso molecolare. Questa definizione vale anche per quegli elementi che hanno una molecola monoatomica e, in questo caso, ovviamente il peso molecolare coincide col peso atomico. Per esempio (trascurando i decimali) una mole di idrogeno è una quantità pari a 2 grammi di idrogeno, perché la molecola di idrogeno è formata da 2 atomi e ogni atomo di idrogeno pesa 1. Una mole di elio è una quantità di 4 grammi di elio perché una mole di elio è formata da un solo atomo di elio il cui peso atomico è 4. Così, riferendoci agli esempi precedenti, una mole di acqua è una quantità pari a 18 grammi di acqua e una mole di acido solforico è una quantità pari a 98 grammi. Come si vede, pur essendo le quantità molto diverse fra loro, il fattore che le unisce è che esse sono relative sempre ad una sola molecola della sostanza in questione. Questa caratteristica di una grandezza non è nuova; concettualmente simile infatti è una caratteristica dei volumi, cioè, lo stesso volume di sostanze diverse può avere pesi diversi in funzione della densità della sostanza che contiene. Ad esempio un litro di acqua pesa 1 Kg, ma un litro di olio pesa circa 0.8 Kg. Vedremo in seguito che l analogia fra moli e volumi non è del tutto casuale. I legami chimici Nelle molecole degli elementi e dei composti chimici gli atomi sono tenuti insieme da forze di tipo elettrico, che traggono origine dal fatto che l atomo è costituito da particelle positive e negative e, fra queste, artefici dei legami sono le particelle negative, cioè gli elettroni. Le modalità secondo cui queste forze si formano e agiscono sono estremamente complesse per cui ci limiteremo a farne un accenno molto semplificato. Ricordiamo innanzi tutto che il numero di elettroni presenti in un atomo può variare da 4

6 Miscela Gas Gas O gas O gas Reazione Acqua Liquido id Pm 2 O =18 gas O gas S solido Reazione Miscela eterogenea Acido solforico Liquido 2 SO 4 Gas Gas O Solido S Pm =98 Figura 14 Esempi di aggregazioni di atomi diversi Una mole è una quantità di tanti grammi di una sostanza quanti ne indica il suo peso molecolare Idrogeno 2 Elio e Acqua 2 O Acido solforico 2 SO 4 P atomico 1 P atomico 4 2 atomi =2 1 atomo O =16 2 atomi =2 1 atomo S=32 4 atomi O=64 P molecolare 2 P molecolare 4 P molecolare 18 P molecolare 98 1 mole di idrogeno=2 gr 1 mole di Elio=4 gr 1 mole di Acqua = 18 gr 1 mole di acido solforico=98 gr Figura 15 Il concetto di mole 5

7 1, nell atomo dell idrogeno, a 92 nell atomo di uranio. Nella tavola periodica il numero di elettroni è indicato dal numero atomico perché è uguale al numero di protoni. Si è già detto che gli elettroni ruotano intorno al nucleo, ma precisiamo ora che essi ruotano su orbite di diametro diverso, che formano come dei gusci concentrici intorno al nucleo (Figura 16). Di tutti gli elettroni che circondano il nucleo quelli che generano i legami chimici sono gli elettroni che ruotano sulle orbite più esterne che, per questa ragione sono chiamati elettroni di valenza. Il numero di elettroni di valenza varia da elemento ad elemento in funzione del gruppo in cui l elemento è posizionato nella tavola periodica degli elementi 13. A titolo di esempio, nella Figura 17 sono indicati gli elettroni di valenza degli elementi dei periodi 2 e 3 della tavola. Il primo di tali elementi, il litio, che ha in totale 3 elettroni, ne ha uno solo nell orbita più esterna; il berillio, che ha in totale 4 elettroni, ne ha 2 nell orbita esterna, il boro ne ha 3 e così via fino al neon che ha 8 dei suoi 10 elettroni nell orbita esterna. Si nota quindi che il numero degli elettroni che ogni elemento ha nell orbita più esterna coincide col numero del gruppo a cui appartiene e che è indicato con i numeri romani, I, II, VIII, riportato nella prima riga. Questo andamento si ripete per gli elementi del periodo 3. Il sodio, ad esempio, che ha in totale 11 elettroni ne ha uno solo nell orbita esterna e, come il litio, appartiene anch esso al I Gruppo. Il numero massimo di elettroni che possono essere contenuti nell orbita esterna è 8 e gli atomi che hanno questa configurazione sono molto stabili e non si combinano con gli altri elementi. Gli elementi dell VIII Gruppo sono quindi poco reattivi ed infatti a questo gruppo appartengono i gas nobili, gli unici elementi in natura che hanno una molecola monoatomica, cioè non si combinano nemmeno con se stessi. La tendenza degli altri elementi invece è di combinarsi fra loro in modo che la somma degli elettroni di valenza sia il più vicino possibile alla configurazione stabile di 8 ato- 13 Di questo Mendeelev non poteva essere a conoscenza perché è emerso solo in tempi successivi, ma è questa una delle tante conferme della validità del sistema periodico e della geniale intuizione del suo scopritore. 6

8 Figura 16 I legami chimici Orbite degli elettroni I II III IV V VI VII VIII Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Figura 17 Elettroni di valenza 7

9 mi,che viene indicata anche con il termine ottetto. Così, ad esempio, il sodio, che ha un solo elettrone di valenza, si combina molto facilmente col cloro, che ne ha sette, perché in tal modo la somma degli elettroni del composto che ne deriva (il cloruro di sodio cioè il sale da cucina) è uguale a 8. Più in generale le caratteristiche dei legami chimici dipendono dalla natura degli elementi in gioco e se ne possono distinguere due tipi fondamentali: il legame ionico e il legame covalente, descritti qui di seguito. Legame ionico Abbiamo visto che esistono delle condizioni in cui gli elementi, che sono elettricamente neutri perché hanno lo stesso numero di protoni e elettroni, possono perdere o acquisire uno o più elettroni e diventare quindi ioni, ossia elettricamente non più neutri ma dotati di carica elettrica positiva, se hanno perso elettroni, o negativa se ne hanno acquisito. Le cariche elettriche di segno opposto si attirano per cui se degli ioni positivi (cationi) incontrano ioni negativi (anioni) si aggregano ad essi in modo da bilanciare le cariche. Il legame che in tal caso si genera si chiama legame ionico (Figura 18). Bilanciare le cariche significa che il numero delle cariche positive dei cationi deve e- guagliare il numero delle cariche negative degli anioni. Quindi, ad esempio, se l aggregazione avviene fra cationi che hanno perso due elettroni e anioni che ne hanno acquisito uno solo, ogni catione deve unirsi con due anioni per realizzare il bilanciamento delle cariche. Si dice in questo caso che il catione ha due valenze e l anione ha una valenza o anche che i corrispondenti elementi sono bivalente e monovalente rispettivamente. Ritornando all esempio precedente, il sodio può perdere un solo elettrone (quello dell orbita esterna) e quindi è monovalente per cui lo ione sodio ha una sola carica positiva; il cloro ha sette elettroni nell orbita esterna e quindi ne può acquisire solo un altro perché l orbita esterna non ne può contenere più di otto, quindi lo ione cloro ha una sola carica negativa ed è anch esso monovalente. Pertanto l aggregazione del sodio e del cloro avviene fra un solo atomo di ciascuno dei due elementi e la formula del composto che si forma, il cloruro di sodio, è: 8

10 NaCl Il magnesio invece ha due elettroni nell orbita esterna, cioè è bivalente, quindi lo ione magnesio ha due cariche elettriche positive e se si combina col cloro ha bisogno di due ioni di cloro per aggregarsi. La formula del prodotto che si forma, il cloruro di magnesio, è: MgCl 2 Da quanto esposto risulta anche evidente che un legame ionico si manifesta fra atomi di elementi diversi perché, nelle stesse condizioni, uno di essi ha solo la capacità di perdere elettroni e l altro solo di acquisirne. Legame covalente Il legame covalente risulta invece dalla tendenza di due o più atomi a mettere in comune i propri elettroni periferici per raggiungere o avvicinarsi il più possibile alla configurazione stabile dell ottetto. In questo caso gli atomi possono anche essere dello stesso e- lemento. È infatti proprio un legame covalente quello che si stabilisce fra i gas, non nobili, nella formazione della molecola biatomica che li caratterizza. Come schematizzato nella Figura 19, ad esempio, l atomo di idrogeno che ha un solo elettrone tende a metterlo in comune con un altro atomo di idrogeno in modo da passare ad una conformazione più stabile in cui i due elettroni circolano su un orbita comune ad entrambi gli atomi. Ancora meglio possono fare gli altri gas perché l azoto, che appartiene al V Gruppo, ha 5 elettroni nell orbita esterna, l ossigeno del VI Gruppo ne ha 6, il fluoro e il cloro del VII Gruppo ne hanno 7. Ad ogni coppia di atomi di questi elementi infatti basta mettere in comune 3 elettroni per l azoto, 2 per l ossigeno e 1 per il fluoro e il cloro per raggiungere la configurazione stabile dell ottetto. La loro molecola biatomica infatti è molto stabile. 9

11 Ioni Na perde 1 elettrone Na Na Cl Cl acquista 1 elettrone Cl NaCl Mg perde 2 elettroni Mg Cl Mg Cl Cl acquista 1 elettrone Cl MgCl 2 Figura 18 Legame ionico O Atomo Atomo Acqua C N Metano Molecola Ammoniaca Figura 19 Legame covalente 10

12 Il legame covalente può esistere anche fra atomi di elementi diversi e ciò si verifica infatti per i legami che tengono uniti gli atomi di quelle sostanze che non formano ioni. Alcuni esempi, riportati nella figura, sono l acqua, l ammoniaca e il metano. Nell acqua ( 2 0) un atomo di ossigeno mette in comune i suoi 6 elettroni dell orbita e- sterna con i due elettroni di due atomi di idrogeno raggiungendo così la configurazione stabile dell ottetto. Nell ammoniaca (N 3 ) un atomo di azoto mette in comune i suoi 5 elettroni periferici con i 3 elettroni di 3 atomi di idrogeno raggiungendo la configurazione stabile dell ottetto. Nel metano (C 4 ) il carbonio, che appartiene al IV Gruppo e quindi ha 4 elettroni nell orbita esterna, mette in comune i 4 elettroni con altri 4 di quattro atomi di idrogeno e raggiunge la configurazione stabile dell ottetto. Nella rappresentazione simbolica dei prodotti chimici, cioè nelle formule, quando si vogliono evidenziare i legami che tengono uniti gli atomi nelle molecole si usano delle lineette. Si hanno così due modi diversi per indicare la composizione dei prodotti chimici: le formule grezze o formule brute in cui sono indicati soltanto quali e quanti atomi sono presenti nel composto in questione. Sono le formule che abbiamo u- sato fin qui, per esempio 2 0 per l acqua, NaCl per il cloruro di sodio, MgCl 2 per il cloruro di magnesio ecc. le formule di struttura che mostrano, con delle lineette, i legami che tengono uniti gli atomi nella molecola, con le quali i prodotti riportati sopra si indicano con -O- per l acqua, Na-Cl per il cloruro di sodio, Cl-Mg-Cl oppure Mg=Cl 2 per il cloruro di magnesio, in cui si evidenzia anche che l ossigeno e il magnesio sono bivalenti mentre l idrogeno il sodio e il cloro sono monovalenti. 11

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