Cap. 6 Dentro la materia

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1 Cap. 6 Dentro la materia 6.1 Le caratteristiche della materia La materia ha due caratteristiche fondamentali: a) Ha una massa espressa in chilogrammi b) Possiede un volume misurato in metri cubi Perciò possiamo concludere che: definiamo materia tutto ciò che ha una massa ed occupa un volume. 6.2 La teoria atomica della materia La diversità della varie sostanze è dovuta alla diversità della composizione chimica della materia spiegata dalla teoria atomica. Comunque spezziamo del sale otteniamo sempre granellini che hanno le proprietà del sale (fig. 1); questo non va all'infinito a un certo punto otteniamo una coppia di atomi: un atomo di Na (sodio) e Cl ( cloro ) (fig. 2). 6.3 Fenomeni fisici e chimici La chimica è quella scienza che si occupa della struttura della materia e delle trasformazioni che subisce. La fisica si occupa di quei fenomeni che riguardano la materia lasciandone inalterata la struttura. I fenomeni che comportano una trasformazione della materia prendono il nome di fenomeni chimici; i fenomeni che non comportano una trasformazione della materia prendono il nome di fenomeni fisici Fenomeni fisici a) La molla si allunga in funzione della forza che applichiamo su di essa; se cessa la forza essa ritorna allo stato iniziale (fig. 3) b) Nel ciclo dimolecolaladell acqua H 2 O non cambia di composizione ma di stato perciò ci troviamo davanti ad una trasformazione fisica (Fig. 4) Fenomeni chimici a) La combustione del metano comporta la trasformazione della molecola del metano e di due molecole di ossigeno in due molecole di acqua e una di anidride carbonica (fig. 5) b) L ossidazionedelferrocomportalasuatrasformazioneinruggine 6.4 Atomi e molecole Tutte le sostanze sono fatte di molecole. Definiamo molecola la più piccola particella di materia che ne conserva tutte le caratteristiche chimiche. Se divido la molecola ottengo gli atomi ma questi non hanno più nulla a che vedere con la sostanza di partenza (fig. 6). 6.5 I legami chimici Come abbiamo visto le molecole sono formate da atomi. Ciò che tiene uniti i vari tipi di atomi a formare le molecole sono i legami chimici. Nelle molecole i legami chimici prendono il nome di legami molecolari; le diverse molecole sono formate da atomi tutti uguali o da atomi diversi fra loro. 6.6 Elementi e composti Le sostanze semplici o elementi sono molecole formate da uno o più atomi tutti uguali. Fig. 1 Fig. 2 Fig. 3 Fig. 4 Fig. 5 Fig. 6 Fig. 8 Le sostanze composte o composti sono molecole formate da due o più atomi fra loro diversi (Fig.6, 7 e 8 ) Fig. 7

2 6.7 L atomo Dal greco ἄτομος «indivisibile» e tale è considerato dalla chimica mentre per la fisica esso risulta suddiviso in particelle più piccole; infatti, esso risulta suddiviso in tre tipi di particelle: protoni, neutroni ed elettroni. I protoni e neutroni occupano la parte centrale dell atomo detta nucleo e per questo essi sono anche detti nucleoni. I protoni sono particelle cariche ed hanno una carica positiva mentre i neutroni, come dice lo stesso nome, sono privi di carica (fig. 9). I nucleoni non sono particelle elementari ma anch'essi costituiti da particelle più piccole dette quark (si definiscono particelle elementari quei costituenti della materia che non presentano una struttura interna) Di queste ne esistono diversi tipi ma per fortuna a noi ne interessano solo due: i quark up (su) aventi una carica pari a +2/3 e i quark down (giù) aventi carica pari a -1/3. I neutroni sono formati da due quark down e un quark up pertanto la loro carica sarà: -1/3-1/3 +2/3 = 0; i protoni sono formati da due quark up e un quark down perciò la sua carica sarà: +2/3 +2/3-1/3 = + 1. I quark cono tenuti insieme dalla forza nucleare forte (fig. 10). Intorno al nucleo ruotano delle altre particelle che prendono il nome di elettroni. ( 1 -)enegativacaricadiparticellaunaèl elettrone a differenza dei nucleoni non è composta da particelle più piccole ed è una vera particella elementare. Nell atomo il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni perciò l atomo è neutro (Fig. 11) Perché gli atomi sono differenti I costituenti degli atomi sono sempre gli stessi ma non il loro numero perciò saràproprioquestoadistinguereunatomodall altro; in particolare due atomi diversi avranno un diverso numero di protoni (e perciò anche di elettroni) Il numero dei protoni presenti in un atomo prende il nome di numero atomico Z Neutroni Fig. 9 Fig. 10 Fig. 11 protoni Fig. 13 H Z =1 Fig Numero di massa atomica Se andiamo a vedere le masse dei costituenti del nucleo ci accorgeremo che circasonoelettroniglimentreugualiall incircamassehannoneutronieprotoni 1800 volte più leggeri; perciò la massa degli atomi è data dalla somma dei protoni e degli elettroni in essi presenti. Si definisce numero di massa atomica (A) il numero dei nucleoni presenti in un atomo (fig. 12) 6.9 I gusci elettronici Gli elettroni che ruotano intorno al nucleo non sono distribuiti a caso a si trovano in particolari zone dette gusci elettronici. Teoricamente non c è un limite al numero dei gusci elettronici ma normalmente si dice che i gusci elettronici sono 7 perché con questa quantità è possibile sistemare tutti gli atomi fino a Z=119 ma tale atomo non è stato ancora scoperto. Ad ogni guscio compete una particolare energia che ne determina il livello energetico. Ogni guscio può contenere un determinato numero di elettroni in base a determinate regole su cui non è il caso addentrarsi; basterà ricordare che il Fig. 14

3 primo guscio contiene 2 elettroni, l ultimo guscio al massimo 8 elettroni (fig. 13 e 14) 6.10 Gli isotopi Sappiamo già dallo scorso anno che atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni ma non è assolutamente detto che abbiano lo stesso numero di neutroni anzi non è assolutamente così. Se il numero di neutroni può variare significa che nell atomo di un elemento è fisso il numero Z ma può variare il numero A. Si definiscono isotopi tutti gli atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di massa A e che quindi sono fisicamente (non chimicamente) diversi fra loro. 6.11La tavola periodica Nel XIX sec. erano conosciuti molti elementi chimici ma non si riusciva a trovare il modo di ordinarli in una maniera coerente. Dopo vari tentativi due chimici imboccarono la strada giusta Nel 1870 il chimico tedesco Julius Mever pubblicò un modello di tavola degli elementi. In maniera indipendente, il professore di chimica russo Dmitrii Mendeleev pubblicò nel 1869 la sua prima versione di tavola periodica. In tutte e due le tavole gli elementi erano ordinati in righe e colonne, in ordine di peso atomico crescente in modo tale che elementi che appartenevano alla stessa colonna presentassero caratteristiche simili. La tavola periodica di Mendeleev presentava diversi spazi vuoti. Il chimico sosteneva che questi spazi contenessero degli elementi che ancora dovevano essere scoperti; in questo modo la sua tabella non era un semplice modo di ordinare gli atomi ma era a tutti gli effetti una teoria scientifica in quanto essa prevedeva: 1 L esistenza di elementi che ancora dovevano essere scoperti 2 Prediceva le caratteristiche che dovevano avere questi elementi e perciò dava delle indicazioni ben precise su come andarli a cercare. Il successo di entrambe le previsioni fece di Mendeleev uno dei maggiori scienziati di fama mondiale. Dalla struttura della tavola periodica e dalla comprensione del modo in cui i vari

4 atomi si combinavano gli scienziati ebbero l intuizione sul modo con cui gli elettronisipotavanodistribuireall internodegliatomi. L attuale tavola periodica conta 118 atomi di cui 92 maturali e 26 artificiali (transuranici) ottenuti in laboratorio, il più pesante è il Ununoctium In essa si contano: 7 righe orizzontali dette periodi 8 colonne verticali dette gruppi Un gruppo di elementi detti di elementi detti di transizione Due sottogruppi dei lantanidi e degli attinidi Fig I metalli Nella tavola di Mendeleev gli elementi sono raggruppati in metalli non metalli semimetalli e gas nobili ma cosa li contraddistingue? I metalli (Fig. 15) 1. Salvo il Hg a temperatura ambiente sono tutti solidi 2. Sono lucidi e splendenti 3. Hanno alto punto di ebollizione e fusione (ecc. alcalini) 4. Sono duttili (ridotti in fili) 5. Sono malleabili (ridotti in fogli) 6. Conduttori di elettricità e calore Non metalli (fig. 16) 1. A temperatura ambiente la maggior parte si trova allo stato gassoso, il Br è liquido mentre C, S, e Si sono solidi 2. Sono opachi 3. Hanno bassi punti di fusione e di ebollizione 4. Non sono ne duttili ne malleabili 5. Sono cattivi conduttori di elettricità e calore (ecc. C) 6.12 Nomi e simboli Ogni atomo ha un suo simbolo che deriva dal suo nome latino. Eccone alcuni esempi Elemento Nome Latino Simbolo Lettura Idrogeno hydrogenum H acca Ossigeno oxygenum O o Calcio calcium Ca ci-a Ferro ferrum Fe effe-e Mercurio hydrardyrum Hg acca-gi Carbonio carbonium C ci Fig. 16

5 6.13 Formule chimiche Si definisce formula chimica la notazione che utilizza simboli e indici per dare informazioni relative alla composizione atomica e alla struttura di una molecola. Eccone alcuni esempi: Fig. 17 Carbonato di calcio (fig. 17) Si legge Cia-ci-o-tre Fig. 18 Metano (fig. 18) acqua ossigenata (fig. 19) Fig. 19 si legge ci-acca-quattro si legge acca-due-o-due 6.14 Legami chimici Un numero relativamente piccolo di atomi può originare un numero elevatissimo di composti chimici; come abbiamo già visto questo si origina mettendo insieme diversi tipi di atomi. Tutto questo può grazie alla capacità degli atomi di formare legami chimici. Ma come si formano questi legami? Regola dell ottetto. esternosull orbitaleelettroni 8 hannonobiligasdeielementigli Sappiamo che tali elementi erano tutti sconosciuti a Mendeleev perché non formano composti con gli altri atomi; questo si verifica perché tali atomi hanno l orbitale esterno completo che non li rende reattivi dal punto di vista chimico. Perché non pensare che anche gli atomi possano cercare di legarsi per raggiungere questa configurazione elettronica esterna particolarmente stabile? L elio (fig. 20) e il neon (fig. 21) sono due gas nobili e esternol orbitalehanno completo (2e e 8 e). Gli atomi che non hanno l orbitale esterno completo sono Fig. 20 Fig. 21

6 elementi chimicamente instabili (non fisicamente instabili come ad esempio il tritio che è radioattivo) e sono fortemente reattivi cioè tendono a formare legami con gli altri atomi. Idrogeno (fig. 23) e ossigeno (fig. 22) ecompletoesternol orbitalehannonon perciò sono fortemente reattivi e pronti a formare legami chimici. Si ha legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti due o più atomi in modo da formare una nuova specie chimica. Vediamo adesso alcune applicazioni di questa regola con alcuni esempi. Consideriamo una molecola di acqua, se noi contiamo gli elettroni abbiamo che nella molecola di acqua l idrogeno ha due elettroni sull orbitale esterno e dellaformazionelaperciòesternosull orbitaleelettroni 8 l ossigeno molecola di acqua ha portato al completamento dell'orbitale esterno (fig. 24). La stessa cosa la possiamo vedere nel metano, se noi contiamo gli elettroni abbiamo che l idrogeno ha due elettroni sull orbitale esterno e il carbonio 8 elettroni sull orbitaleesternoperciòla formazione della molecola di metano ha portato al completamento dell'orbitale esterno (fig. 25) Fig. 22 Fig. 23 Fig. 26 Fig. 24 fig. 25 Se noi prendiamo in considerazione la molecola di cloro e contiamo gli elettroni abbiamo che i due atomi di cloro hanno entrambi otto elettroni sull orbitale esterno (fig. 26) La valenza Gli atomi quando si incontrano entrano i contatto tramite gli elettroni dell orbitale esterno perciò sono questi che formano legami. Questi elettroni sono anche detti elettroni di valenza e il loro numero stabilisce quanti legami può formare l atomo. Si definisce valenza il numero di legami chimici che un atomo può fare. Gli elementi del gruppo I hanno valenza 1 (Fig. 27); quelli del gruppo II hanno valenza 2 (fig. 28); gli elementi del gruppo III hanno valenza 3 (fig. 29); quelli del gruppo IV hanno valenza 4 (Fig. 30); quelli del gruppo V hanno valenza 3 (fig. 31) Fig. 31 Fig. 32 Fig. 27 Fig. 28 Fig. 29 Fig. 30 quelli del gruppo VI hanno valenza 2 (fig. 32); quelli del gruppo VII hanno valenza 1 (fig. 33) e infine quelli del gruppo VIII hanno valenza 0 (fig. 34). Facciamo l esempio, dell ossigeno esso ha valenza 2 perciò può formare 2 legami: o fa un doppio legame con un altro atomo di ossigeno (fig. 8) oppure lega due atomi di valenza 1.( 24. Figl H. es ) Il carbonio ha valenza 4 può formare legami con 4 atomi a valenza 1 con due Fig. 33 Fig. 34

7 atomi a valenza 2, con 2 atomi a valenza 1 e 1 a valenza 2 o con un atomo a valenza 1 e uno a valenza 3 come nelle figure seguenti: Fig Gli ioni Il termine deriva dal greco ἰόν che significa andare unpernomestranouno atomo ma vediamo cosa indusse Faraday nel 1834 ad introdurre questo termine. Gli ioni hanno la capacità di muoversi all interno di un campo elettrico (da qui il nome). L acqua che per sua natura è un ottimo isolante diventa conduttore se facciamo una soluzione con un composto ionico (cioè un composto che si scioglie liberando ioni). Tutto questo strano discorso ci porta a concludere che gli ioni sono atomi o gruppi di atomi dotati di carica elettrica. Questa carica può essere positiva o negativa a seconda che abbiano perduto o acquistato uno o più elettroni rispetto alla loro normale configurazione di sistema elettronicamente neutro. Gli ioni vengono indicati, con il simbolo dell atomo o del gruppo atomico, portante in alto a destra tanti segni + o quanti sono gli elettroni perduti o acquistati. Facciamo alcuni esempi; se prendiamoinconsiderazionel atomo di sodio (Fig. instabileèconfigurazionequesta, 3 nell orbitaleelettronesolounhaesso;( 36 ma può raggiungerne una stabile perdendo l unico elettrone che si trova ottenendo 3 sull orbitale così la stessa configurazione elettronica esterna del Ne diventando però Na + (fig. 37). Si è formato uno ione a carica positiva che prende il nome di catione. sull ultimoelettroni 7 haesso;( 38. fig )cloroilconsiderazioneinoraprendiamo orbitale (n=3); questa configurazione elettronica è instabile perché il livello esterno non è completo ma se il cloro acquista un elettrone assume la stessa configurazione elettronica esterna dell argo diventando però Cl -. Si è formato uno ione a carica negativa che prende il nome di anione Quando si formano gli ioni? Normalmente gli atomi del primo e secondo gruppo formano cationi quando formano legami; quelli del sesto e settimo gruppo tendono a formare anioni specie quando si legano con quelli del primo e secondo gruppo. Negli altri casi gli atomi tendono a condividere gli elettroni nei legami chimici piuttosto che formare ioni; dell idrogenoanchetipicoècomportamentoquesto pur appartenendo al primo gruppo Il legame ionico Consideriamo un atono di sodio e uno di cloro (Fig. 40). Il sodio acquista la sua configurazione elettronica stabile cedendo l elettrone dell orbitale n=3 diventando Na + (Fig. 41) diventacheclorodiall atomoelettronesuoilcedendo Cl - (Fig. 42), in questo nodo anche il cloro raggiunge la configurazione di gas nobile. A questo punto abbiamo un catione sodio con carica positiva e un anione cloruro con carica negativa. Gli ioni con carica opposta si attraggono per forza elettrostatica e si origina così un nuovo composto: il cloruro di sodio(fig. 43) con la formazione di un legame ionico. Il legame ionico è la conseguenza dell'attrazione elettrostatica che si manifesta tra i due ioni di carica opposta. Fig. 36 Fig. 37 Fig. 38 Fig. 39 Fig.40 Fig. 41 Fig. 42

8 6.18 Legame covalente Si dice che fra due atomi si è formato un legame covalente quando due atomi mettono in comune uno o più elettroni forniti da ciascun atomo Legame covalente fra atomi uguali sull orbitale 7ehaclorodiL atomo esterno perciò manca un solo elettrone per raggiungerelastrutturaelettronicadell argo (fig. 44). Vediamo in che modo due atomi di cloro possono risolvere il problema. Se i due atomi di cloro mettono in comune un elettrone entrambi ricevono un elettrone extra hanno raggiunto la configurazione elettronica esterna dell argo. Questa messa a comune ha originato un legame fra i due detto legame covalente (fig. 45) Il legame covalente fra atomi diversi Prendiamo in considerazione un atomo di cloro e uno di idrogeno. Un atomo di cloro può raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile se acquisisce un elettrone; la stessa cosa succede per l atomo di idrogeno che in questo modo acquisisce la configurazione elettronica esterna dell elio (Fig. 46). A ciascuno dei due perciò serve un elettrone, se condividono due elettroni risolvono il problema raggiungendo entrambi 8 elettroni. La coppia condivisa formaunlegamecovalentefral atomodicloroel atomodiidrogeno (Fig. 47). I due elettroni condivisi si muovono intorno ad entrambi gli atomi Il legame metallico Nei metalli gli atomi perdono facilmente gli elettroni più esterni trasformandosi in ioni positivi. Questi ioni vanno ad occupare il minor spazio possibile sistemandosi all'interno di un reticolo cristallino. Gli elettroni persi non appartengono ad un singolo atomo ma a tutto il reticolo del solido e sono liberi di muoversi fra gli ioni positivi garantendo la neutralità del sistema e fungendo da collante per gli ioni Storia dell atomo La teoria della materia ha da sempre rappresentato un idea portante della scienza anzi essa è nata insieme alla scienza. Vediamo schematicamente quali sono stati i frutti delle riflessioni sulla natura della materia: Taletesostennecheilprincipiodituttelecosefossel acqua Anassimeneloricondusseall aria Anassimandro ad una sostanza primigenia detta apeiron Eraclito al fuoco Empedocle introdusse i 4 elementi che dominarono la scena fino al rinascimento (terra, acqua, aria fuoco) Democrito formulò per primo l ipotesi della teoria atomica della materia La visione di Democrito fu minoritaria fino alla seconde metà del settecento ma si mantenne sempre viva. La teoria atomica formulata da Democrito deduce l'esistenza di atomi da un processo logico e puramente teorico attraverso il quale comprende che scomponendo la materia in parti sempre più piccole non si può che arrivare a dei costituenti fondamentali e indivisibili. Studiando quando si andava scoprendo sulle reazioni chimiche (legge della conservazione della massa di Lavoisier, delle proporzione definite di Proust e quella delle proporzioni multiple da lui stesso formulata) Dalton pose le basi per la moderna teoria atomica sviluppando 5 punti fondamentali (fig. 49) 1. la materia è costituita da particelle elementari, dette atomi; 2. gli atomi sono indivisibili e inalterabili; 3. gli atomi di uno stesso elemento sono identici tra loro, possedendo la stessa massa e le stesse proprietà; Fig. 43 Fig. 44 Fig. 45 Fig. 46 Fig. 47 Fig. 48

9 4. gli atomi di elementi diversi sono differenti; 5. gli atomi di elementi diversi si combinano tra di loro formando particelle composte (atomi composti, come allora si diceva), o composti; in ogni determinato composto, il rapporto numerico con cui sono combinati gli atomi costituenti è definito e costante. Nel 1897 Thomson studiando il passaggio della corrente elettrica nei gas rarefatti, dimostra che i raggi emessi dal catodo (raggi catodici) sono particelle di carica negativa. Siccome l atomo è neutro debbono esistere particelle di carica positiva; sulla base di questi dati Thomson propose il suo modelloatomico apanettone (Fig. 50). L atomo è rappresentato come particella neutra costituita a sua volta da particelle negative sparse (come le uvette e i canditi nel panettone) in una pasta positiva. Le cariche negative e positive si neutralizzano tra loro. Rutherford bombardando una sottile lamina di oro con particelle alfa (costituite da due protoni e due neutroni e dotate perciò di carica positiva 2+) si accorse che molte di queste venivano deviate mentre se fosse stato vero il modello di Thomson dovevano passare senza deviazioni. Da questo esperimento si accorse che le cariche negative dovevano trovarsi all esterno dell atomo e quelle positive al suo interno e che l atomo era sostanzialmente vuoto. Sulla base di queste evidenze Rutherford propone il suo modello atomico planetario (Fig. 51), simile al sistema solare: un nucleo denso, dotato di carica elettrica positiva, attorno al quale ruotano, come i pianeti intorno al Sole, gli elettroni, particelle dotate di carica elettrica negativa in orbite circolari. Tuttavia questo modello era chiaramente instabile, secondo le leggi sull elettromagnetismo gli elettroni in movimento dovrebbero emettere energia elettromagnetica e cadere sopra il nucleo. Per superare questo inconveniente Bohr propose un nuovo modello basata sulla moderna fisica quantistica sviluppata da lui stesso, Plank ed Einstein. Nel modello di Bohr (fig. 52) l elettrone non cade sul nucleo, ma ruota senza emettere energia lungo orbite circolari prefissate: gli stati stazionari. La spiegazione del modello di Bohr richiede competenze che vanno al di là delle competenze richieste nel corso di scuola media perciò ci fermiamo qui. Fig. 49 Fig. 50 Fig. 51 Fig. 52