Elementi
di
Chimica
Lezione 03
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:
H2
N2
O2
F2
Cl2
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 O3, il fosforo aggregato in
una molecola di quattro atomi P4 e lo zolfo aggregato in una molecola di otto atomi S8.
Il peso molecolare di queste molecole è ovviamente tante volte il peso atomico quanti
sono gli atomi presenti in esse.
1
Monoatomici
Gas nobili
Elio Neon Argo Cripto Xeno Radon
Elementi
Atomi uguali
Pl riatomici
Pluriatomici
Molecola
Atomi di ersi
Atomi diversi
Peso molecolare
Figura 12 – Elementi – Atomi ‐ Molecole Azoto
Ossigeno
Fluoro
Cloro
Ozono
Fosforo
Zolfo
Pluriatomici
(Pm = nPa)
Idrogeno
Biatomici
(Pm = 2Pa)
H2
N2
O2
F2
Cl2
O3
P4
S8
Figura 13 ‐ Esempi di aggregazioni di atomi uguali
2
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:
H2O
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:
H2SO4
e il suo peso molecolare 98 (2+32+64).
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
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
Gas H
Gas O
Miscela
H gas
O gas
Reazione
Acqua
Li
Liquido
id
H2O
P
Pm
2∙1+16=18
Gas H
Gas O
Solido S
Miscela eterogenea
H gas
O gas
O gas
S solido
Acido solforico
Reazione
Liquido
H2SO4
Pm
2∙1+32+4∙16=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 H2
Elio He
Acqua H2O
Acido solforico H2SO4
P atomico P atomico
2 atomi H =2
2 atomi H=2
1
4
1 atomo O =16
1 atomo S=32
4 atomi O=64
P molecolare
P molecolare 2
4
P molecolare 18
1 mole di idrogeno=2 gr
1 mole di Elio=4 gr
1 mole di Acqua = 18 gr
P molecolare 98
Figura 15 – Il concetto di mole 5
1 mole di acido solforico=98 gr
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 elementi13.
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
Figura 16 ‐ I legami chimici – Orbite degli elettroni
I
3
2
4
Li
11
3
II
5
Be
12
Na
III
V
6
B
13
Mg
IV
7
C
8
N
14
Al
VI
15
Si
Figura 17 – Elettroni di valenza 7
9
O
16
P
VII
10
F
17
S
VIII
Ne
18
Cl
Ar
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 eguagliare 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
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:
MgCl2
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 elemento. 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
Ioni perde 1 elettrone
Na
Na
Cl
Na
acquista 1 elettrone
Cl
Cl
perde 2 elettroni
Mg
NaCl
Mg
Cl
acquista 1 elettrone
Cl
Mg
Cl
Cl
MgCl2
Figura 18 – Legame ionico H
H
Atomo Atomo H
O
H
Acqua
H
H
C
H
H
H
H
H
N
H
Metano
Molecola
Ammoniaca
Figura 19 – Legame covalente 10
H
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 (H20) un atomo di ossigeno mette in comune i suoi 6 elettroni dell’orbita esterna con i due elettroni di due atomi di idrogeno raggiungendo così la configurazione
stabile dell’ottetto.
Nell’ammoniaca (NH3) 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 (CH4) 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 usato fin qui, per esempio H20 per l’acqua, NaCl per il cloruro di sodio, MgCl2
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 H-O-H per l’acqua, Na-Cl per il cloruro di sodio, Cl-Mg-Cl oppure Mg=Cl2
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
