La struttura dell’atomo ed i legami chimici

1. La struttura dell’atomo ed i legami chimici

2. Indice generale sulla struttura dell’atomo A B • Cos’è la materia • La struttura dell’atomo • Un modello su come è fatto l’atomo • Il numero atomico e la tavola periodica degli elementi • I livelli di energia degli elettroni • Isotopi e numero di massa • Metalli e non metalli; i legami chimici • Metalli e non metalli • Legame ionico • Legame covalente • Legame metallico B1 B2 B3 B4 C C1 C2 C3 C4

3. Che cos’è la materia Ritorna all’indice generale

4. Cos’è la materia La materia è tutto ciò che ci circonda, che occupa uno spazio ed ha una sua massa Sostanze semplici o elementi Negli elementi, le molecole sono formate da atomi dello stesso tipo Le sostanze di cui la materia è costituita possono essere: Sostanze composte o composti Nei composti, le molecole sono formate da atomi di tipo diverso Qualsiasi elemento è costituito da tante particelle elementari dette atomi Due o più atomi, legandosi tra loro, secondo leggi ben precise, formano le molecole

5. La struttura dell’Atomo Ritorna all’indice generale • Un modello su come è fatto l’atomo • Il numero atomico e la tavola periodica degli elementi • I livelli di energia degli elettroni • Isotopi e numero di massa B1 B2 B3 B4

6. Un modello su come è fatto l’atomo Ritorna all’indice generale Ritorna a “La struttura dell’atomo”

7. Anticamente gli atomi sono stati considerati le particelle più piccole della materia che non si potevano dividere in particelle ancora più piccole (la parola atomo significa “Indivisibile”) + Protoni (particelle relativamente grosse che hanno carica elettrica positiva) p+ Oggi si sa che l’atomo è formato dalle seguenti particelle: Elettroni (particelle molto più piccole dei protoni; hanno carica elettrica negativa) e- - Neutroni (particelle grosse come i protoni; ma che non hanno nessuna carica elettrica) n I Protoni ed i neutroni si trovano nel nucleo dell’atomo mentre gli elettroni vi girano attorno + -

8. Poiché l’atomo è complessivamente neutro, il numero di protoni deve essere uguale al numero di elettroni (ricorda le regole dell’addizione algebrica) Mentre il numero dei neutroni può essere diverso - + + + - -

9. - + - - - - + + + - + Gli elettroni ruotano attorno al nucleo in delle “orbite” fisse - + - + + + - + + + - Nella prima “orbita” ci stanno al massimo 2elettroni; nelle altre “orbite” ci stanno al massimo 8 elettroni - -

10. N.B.) in realtà non è corretto parlare di “orbita” degli elettroni. Useremo, il termine improprio di orbita solo per ragioni didattiche, in quanto per gli alunni della scuola secondaria di primo grado, è prematuro introdurre il concetto di orbitale (che non corrisponde esattamente a ciò che indichiamo con la parola “orbita”) , ovvero di porzione di spazio intorno al nucleo dove è più probabile trovare un elettrone.

11. Il numero atomico e la tavola periodica degli elementi Ritorna all’indice generale Ritorna a “La struttura dell’atomo”

12. Numero atomico La differenza tra un elemento chimico ed un altro sta proprio nel numero di protoni (e quindi anche di elettroni) presenti in ogni atomo Questo numero prende il nome di numero atomico (si indica con Z) N.B.) mentre protoni ed elettroni caratterizzano un certo elemento chimico, i neutroni possono avere un numero variabile anche per lo stesso elemento Litio (Li) Idrogeno (H) Elio (He) + + + - - + - + + - - - Numero atomico: 3 (Z = 3) Numero atomico: 1 (Z = 1) Numero atomico: 2 (Z = 2)

13. Ricorda che un elemento è diverso da un altro per il numero di protoni (e quindi di elettroni), cioè per il numero atomico Tavola periodica degli elementi Tutti gli elementi chimici sono stati elencati in ordine di numero atomico in una tabella chiamata tavola periodica degli elementi Numero atomico

14. Idrogeno (H) Elio (He) - + + - + - Numero atomico: 1 (Z = 1) Numero atomico: 2 (Z = 2) Cioè ha un solo protone ed un solo elettrone Cioè ha 2 protoni e 2 elettroni

15. - - - - - + + - • Ricordiamo che: • nella prima “orbita” ci stanno al massimo 2 elettroni; • nelle altre ci stanno al massimo 8 elettroni + + + - - + + + - + - + + + + - - - + protone - elettrone NB) i neutroni li stiamo trascurando

16. I livelli di energia degli elettroni Ritorna all’indice generale Ritorna a “La struttura dell’atomo”

17. Ricordiamo quindi: • un elemento è diverso da un altro per il numero di protoni e quindi di elettroni presenti nell’atomo • Questo numero si chiama numero atomico • Poiché l’atomo è neutro, il numero di protoni deve essere uguale al numero di elettroni; i neutroni possono essere diversi. • I protoni ed i neutroni stanno nel nucleo, mentre gli elettroni vi girano intorno • Nella prima “orbita” ci stanno al massimo 2 elettroni, mentre nelle altre ci stanno al massimo 8 elettroni - - - - + + - + + + - - + + + - + - + + + + - - - - Le “orbite” degli elettroni vengono chiamati gusci o strati. Essi sono dei livelli energetici posseduti dagli elettroni +

18. - - - - + + - Gli elettroni situati negli strati (“orbite”) più lontani dal nucleo sono più ricchi di energia (si trovano ad un livello energetico superiore); quelli situati negli strati più vicini al nucleo si trovano ad un livello energetico inferiore + + + - - + + + - + - + + + + - - -

19. energia Quando ad un atomo viene fornita energia, può succedere che gli elettroni saltano negli strati più lontani dal nucleo (strati ad energia più alta) - + Subito dopo, l’elettrone ritorna nello strato iniziale liberando (per esempio sottoforma di luce) l’energia che aveva ricevuto prima

20. Abbiamo detto che quando l’elettrone ritorna, si libera l’energia che lo aveva fatto saltare Questa energia spesso è energia luminosa - Il colore della luce emessa dipende dalla struttura dell’atomo di quel dato elemento chimico +

21. Isotopi e numero di massa Ritorna all’indice generale Ritorna a “La struttura dell’atomo”

22. ISOTOPI Abbiamo detto che un elemento è diverso da un altro per il numero di protoni e quindi di elettroni (numero atomico) E i neutroni ? + Uno stesso elemento può essere costituito da atomi aventi un diverso numero di neutroni protoni neutroni Atomi di uno stesso elemento con numero diverso di neutroni si dicono ISOTOPI - elettroni Come esempio vediamo gli isotopi dell’idrogeno (simbolo H, numero atomico 1 (cioè 1 solo protone ed un solo elettrone)) - - - + + +

23. - - - + + + Questi tre atomi chimicamente si comportano allo stesso modo (si tratta sempre di idrogeno) Ma cosa cambia? Cambia solamente il peso!

24. Numero di massa Quindi negli atomi di uno stesso elemento, il numero di protoni non cambia, mentre i neutroni possono essere diversi In ogni singolo atomo il peso è sostanzialmente determinato dai protoni e dai neutroni (il peso degli elettroni viene trascurato perché è bassissimo) Per cui: La somma dei protoni e dei neutroni presenti in un atomo viene chiamata numero di massa e si indica con la lettera A - - - + + + Numero di massa =2 Numero atomico = 1 Numero di massa =3 Numero atomico = 1 Numero di massa =1 Numero atomico = 1

25. Per convenzione il numero atomico si mette in basso al simbolo, mentre il numero di massa si mette in alto - - - + + + Numero di massa =2 Numero atomico = 1 Numero di massa =3 Numero atomico = 1 Numero di massa =1 Numero atomico = 1

26. Ecco due isotopi del carbonio: - - - - + + + + - + + - + + - - + + + + - - - - (carbonio 12) (carbonio 14)

27. Metalli e non metalli; Il legame chimico Ritorna all’indice generale • Metalli e non metalli • Legame ionico • Legame covalente • Legame metallico C1 C2 C3 C4

28. Metalli e non metalli Ritorna all’indice generale Ritorna a “Il legame chimico”

29. Abbiamo detto che nel primo strato ci stanno al massimo 2 elettroni, mentre negli altri strati ci stanno al massimo 8 elettroni - - - - + + - + + + - - + + + - + - + + + + - - -

30. Pertanto, mentre le orbite interne sono piene di elettroni (2 nella prima e 8 nelle altre), l’ultima orbita può essere completamente riempita oppure non completa. - - - - - - + - - + + + - + - - + + + + + + - - - + + + + + + - - + + + + - - - - - Ne (neon) (ultima orbita completa) Na (sodio) (ultima orbita non completa)

31. Tutti gli elementi “desiderano” avere l’ultima orbita completa Alcuni tendono a reagire perdendo elettroni (in questo modo rimangono con l’orbita sottostante completa) Altri tendono a reagire acquistando elettroni (in questo modo completano l’orbita) Altri ancora si uniscono mettendo in comune elettroni (fino ad avere nell’ultimo strato un assetto completo di elettroni)

32. Gli elementi che tendono a perdere elettroni si chiamano metalli Gli elementi che tendono ad acquistare elettroni si chiamano non metalli

33. Tra gli elementi distinguiamo: … Elementi con caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli Metalli Non metalli Gas nobili Tendono a perdere elettroni Tendono ad acquistare elettroni Hanno l’ultima orbita completa; non reagiscono con nessuno

34. Legame ionico Ritorna all’indice generale Ritorna a “Il legame chimico”

35. - - - - + - + + + - - + + + - + + + + - Il sodio, perdendo un elettrone, non sarà più neutro, ma avrà una carica positiva perché i protoni del nucleo prevalgono sugli elettroni (c’è un elettrone in meno) - - Si chiamerà ione sodio Na (sodio) Ha un solo elettrone nell’ultima orbita, tende a perderlo

36. - - - + + - - + + + + - - + + + - - - Il fluoro, acquistando un elettrone, non sarà più neutro, ma avrà una carica negativa (c’è un elettrone in più) F (fluoro) Ha 7 elettroni nell’ultima orbita (uno in meno rispetto a 8), tende ad acquistare 1 elettrone per avere l’ultima orbita completa Si chiamerà ione fluoruro

37. Il sodio cede un elettrone al fluoro Legame ionico Il sodio diventa ione positivo Il fluoro diventa ione negativo Ione positivo e ione negativo si attraggono, formando un legame detto legame ionico - - - - - - + - - + + + - - + + + + - + - + - + + + + + + - + + - + + - - - - - F Na

38. Quindi il legame ionico si stabilisce tra un atomo che cede elettroni ed un altro atomo che li acquista L’atomo che cede gli elettroni diventa caricato positivamente (ione positivo o catione); L’atomo che acquista gli elettroni diventa caricato negativamente (ione negativo o anione) Ione positivo e ione negativo si attraggono e si uniscono. La forza elettrica che tiene uniti gli ioni positivi con gli ioni negativi costituisce appunto il legame ionico

39. Altri esempi di legame ionico - - - - - - + - - + + - + 17 + + - + + + + - - + 3 - + + - + + + - + + + + - - - - - Li (litio) Cl (cloro) Dall’unione di uno di litio ed uno di cloro, si forma il composto ionico LiCl, chiamato cloruro di litio

41. - - - - - - - - - - + + - - + + - + + + + - + + 11 17 - - + + + + + + - - + + - - + - + + + + + + + + + - - - - - - - Na (sodio) Cl (cloro) Dall’unione di uno di sodio ed uno di cloro, si forma il composto ionico NaCl, chiamato cloruro di sodio (questo è il sale che usiamo in cucina)

42. Mg - - F - - - - - + + - - + + 9 - + + + + + + - 12 - - + + + + + + - - + + + + + - - - - - - - - Il magnesio può cedere due elettroni F Il fluoro può ricevere solo un elettrone - Allora il magnesio cede l’altro elettrone ad un altro atomo di fluoro + + - - + 9 + + + - + + + - - - Si forma il composto

43. Confrontiamo NaF con Il sodio cede un solo elettrone e diventa con carica +1 Il magnesio cede due elettroni e diventa con carica +2 Il magnesio ha valenza 2, cioè ha una doppia capacità di combinazione, in quanto mette in gioco 2 elettroni per formare il legame Si dice che il sodio ha valenza 1, cioè ha una singola capacità di combinazione, in quanto mette in gioco 1 solo elettrone per formare il legame In entrambi i composti il fluoro ha valenza 1, in quanto ogni atomo acquista 1 solo elettrone

44. Legame covalente Ritorna all’indice generale Ritorna a “Il legame chimico”

45. Abbiamo detto che: I metalli tendono a cedere elettroni diventando ioni positivi (o cationi) I non metalli tendono ad acquistare elettroni diventando ioni negativi (o anioni) Ioni positivi e ioni negativi si attraggono formando un legame ionico Il legame ionico non è il solo tipo di legame esistente: Spesso due o più atomi si uniscono senza che nessuno ceda e nessuno acquisti elettroni, ma mettendo in comune 1 o più elettoni. In questo modo viene raggiunta la completezza nell’ultima orbita Si parla in questo caso di legame covalente

46. Legame covalente Un atomo di idrogeno ha 1 solo elettrone Per completare l’orbita occorre un altro elettrone (nella prima orbita ci stanno al massimo 2 elettroni) Due atomi di idrogeno possono completarsi mettendo in comune un elettrone ciascuno - - - + + - Quindi i due elettroni impegnati nel legame appartengono ad entrambi gli atomi di idrogeno Si forma la molecola

47. - - - - - - - - + + 8 + + 8 + + + + + + + + + + + + - - - - - - - - Due atomi di ossigeno si uniscono formando la molecola

48. Legame metallico Ritorna all’indice generale Ritorna a “Il legame chimico”

49. Legame metallico Ricordiamo che i metalli, avendo pochi elettroni nell’ultima orbita, tendono a perderli - - - - + - + + + - 11 - + + + - + + + + - - - Na (sodio)

50. In una sbarra di metallo questi elettroni esterni formano una nuvola elettronica che appartiene contemporaneamente a tutti gli atomi del metallo, mantenendoli uniti (legame metallico) Addirittura, applicando una differenza di potenziale elettrico questi elettroni possono spostarsi (corrente elettrica) Ecco perché i metalli sono buoni conduttori di elettricità