L`atomo - ticino.com

Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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
Protone
Neutrone
Elettrone
Massa
1 uma
1 uma
1/ 1836 uma (≈ 0)
Carica elettrica
1 carica el. positiva
non ha carica
1 carica el. negativa
1
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
2
La massa delle particelle elementari è solitamente espressa in uma (unità di massa atomica). 1 uma
= 1.66*10-24g (1 uma = 0.00000000000000000000000166g).
La carica elettrica delle particelle ha anche una unità di misura particolare: la carica elementare. 1
carica elementare = 1.6022*10-19C.
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 Nucleo­Protoni e Neutroni­Peso Atomico (PA)
Il nucleo è la parte centrale dell’atomo: ha un raggio molto piccolo (circa 1 / 100000 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 orbitali­La “cipolla” elettronica­Gli 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.
2
8
8
1°
2°
3°
18
4°
18
5°
32
6°
32
7°
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.
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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 elementi­Gli 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 35.45 uma. Z = 17.
N° neutroni =35.45 –17 = 18.45 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 (12C, normale, 99%)
6 protoni e 7 neutroni (13C, normale, ≈ 1%)
6 protoni e 8 neutroni (14C, 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)
3
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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
Caratteristiche dei non metalli
Tutti solidi a RT tranne...
Solidi (C, P, S,...); liquidi (Br); gassosi (O, N,...)
Lucenti
Opachi se solidi
Conducono calore
Non conducono calore
Conducono elettricità
Non conducono elettricità (tranne la grafite)
Duttili e malleabili
Friabili
Tendono ad ossidarsi (reazione), cioè a perdere elettroni
Tendono a ridursi (reazione), cioè ad acquistare elettroni
4
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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 eI metalli del gruppo IIA reagendo perdono 2 eI metalli del gruppo IIIA reagendo perdono 3 eI metalli del gruppo IVA reagendo perdono 4 eI non metalli del gruppo VII prendono 1 eI non metalli del gruppo VI prendono 2 eI non metalli del gruppo V prendono 3 eI non metalli del gruppo IV prendono 4 ePer 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
5
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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
6
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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!
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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
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.
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.
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.
8
Chimica - Capitolo 3 – L'atomo e legame chimico
SSPSS – Prime - Pioda
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
Indicazioni
Anidride carbonica (CO2)
Acqua ossigenata (H2O2)
Metanolo (CH3OH)
Alcol (C2H5OH)
Due C concatenati; uno dei due lega l'ossigeno
Acetilene (gas per saldare) (C2H2)
Etilene (gas per il polietilene) (C2H4)
Propano (C3H8)
Tre C concatenati
Acetone (C3H6O)
Tre C concatenati; il C al centro lega l'ossigeno
Butano (gas campeggio) (C4H10)
Due possibilità!
9