La struttura dell’atomo ed i
legami chimici
Indice generale sulla struttura dell’atomo
A
• Cos’è la materia
B
• La struttura dell’atomo
B1 • Un modello su come è fatto l’atomo
B2 • Il numero atomico e la tavola periodica degli elementi
B3 • I livelli di energia degli elettroni
B4 • Isotopi e numero di massa
C
• Metalli e non metalli; i legami chimici
C1 • Metalli e non metalli
C2 • Legame ionico
C3 • Legame covalente
C4 • Legame metallico
Che cos’è la materia
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
Le sostanze di cui la
materia è costituita
possono essere:
Sostanze composte o
composti
Negli elementi, le molecole
sono formate da atomi dello
stesso tipo
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
La struttura dell’Atomo
•
B1
Un modello su come è fatto l’atomo
•
B2
Il numero atomico e la tavola periodica degli elementi
B3
•
I livelli di energia degli elettroni
•
B4
Isotopi e numero di massa
Un modello su come è fatto l’atomo
In passato gli atomi sono stati considerati le particelle più
piccole della materia.
Si riteneva che essi non potessero essere divisi in particelle
ancora più piccole
(la parola atomo significa “Indivisibile”)
Oggi sappiamo invece che l’atomo è formato da una parte centrale, il
nucleo, circondato da elettroni che ruotano attorno ad esso.
Protoni (particelle relativamente grosse
che hanno carica elettrica positiva)
Oggi si sa che
l’atomo è formato
dalle seguenti
particelle:
Elettroni (particelle molto 2000 volte più
piccole dei protoni; hanno carica elettrica
negativa)
+
p+
-
e-
Neutroni (particelle grosse come i protoni;
ma che non hanno nessuna carica elettrica)
I Protoni ed i neutroni si
trovano nel nucleo
dell’atomo mentre gli
elettroni vi girano attorno
-
+
n
L’atomo non presenta normalmente carica elettrica e per questo si definisce
neutro. In questo caso il numero di protoni è uguale al numero di elettroni
(ricorda le regole della somma algebrica)
-
-
+
1  1  0
+
-
+
22  0
Vedremo che il numero dei neutroni può essere diverso
Gli elettroni ruotano
attorno al nucleo in
“orbite” fisse
-
-
Nella prima “orbita” ci
stanno al massimo 2
elettroni;
-
nelle altre “orbite” ci
stanno al massimo 8
elettroni
+
-
-
+
-
-
+
+
-
+
+
+
++ +
+
-
-
Gli elettroni in realtà occupano diversi strati ( o
gusci) via via più grandi. Essi si dispongono nello
spazio attorno al nucleo partendo dal guscio più
interno per poi occupare progressivamente gli altri.
La tavola periodica degli elementi
Nel 1869 Dmitrij Mendeleev
ordinò i 63 elementi noti in base
alla massa atomica crescente, e
costruì la prima tavola periodica
degli elementi.
Nella tavola periodica che Mendeleev pubblicò nel
1871, gli elementi erano ordinati in dodici file
orizzontali e otto verticali secondo la massa atomica
crescente. Non comparivano i gas nobili.
Negli anni la tavola periodica è stata aggiornata, inserendo nuovi
elementi via via scoperti. Gli elementi sono sistemati, in righe
orizzontali, in ordine crescente di numero atomico ( indicato con Z che
indica il numero di protoni presenti nell’atomo).
Il primo elemento del sistema periodico è l’idrogeno ( 1 protone)
Nella Tavola periodica gli elementi sono disposti lungo 7 righe
orizzontali dette periodi e in 8 colonne verticali o gruppi , cui
vengono aggiunti i cosiddetti elementi di transizione.
Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi appartenenti a una stessa
riga (periodo) variano con gradualità.
Gli elementi che hanno proprietà chimiche simili appartengono a una
stessa colonna (gruppo).
ALCUNE CARATTERISTICHE DELLA TAVOLA PERIODICA
1. Gli elementi della moderna tavola periodica sono 118;
2. la posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende dal suo numero
atomico (Z);
Numero
atomico
3. gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, così chiamati per
la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica
stabile;
5. gli elementi verticali formano i gruppi;
6. fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione;
7. in fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici
costituenti le serie dei lantanidi e degli attinidi.
I livelli di energia degli elettroni
-
-
-
-
++
+++
+ ++ +
+ ++
+
-
-
-
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
-
-
-
-
++
+++
+ ++ +
+ ++
+
-
-
-
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
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
Abbiamo detto che quando l’elettrone ritorna al livello inferiore 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
Isotopi e numero di massa
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))
-
+
-
-
+
+
-
+
-
+
+
-
Questi tre atomi chimicamente si comportano allo stesso modo (si tratta
sempre di idrogeno)
Ma cosa cambia?
Cambia solamente il peso!
In ogni singolo atomo il peso è sostanzialmente determinato dai protoni e
dai neutroni (il peso degli elettroni viene trascurato perché piccolissimo)
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

A p n
Ritorna all’indice generale
Metalli e non metalli; Il legame chimico
•
C1
Metalli e non metalli
C2
•
Legame ionico
C3
•
Legame covalente
C4
•
Legame metallico
Metalli e non metalli
Abbiamo detto che nel primo strato ci stanno al massimo 2 elettroni,
mentre negli altri strati ci stanno al massimo 8 elettroni
-
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.
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)
Gli elementi che tendono a perdere
elettroni si chiamano metalli
Gli elementi che tendono ad acquistare
elettroni si chiamano non metalli
Tra gli elementi distinguiamo:
Metalli
Tendono a perdere
elettroni
…
Elementi con
caratteristiche
intermedie tra
metalli e non
metalli
Non metalli
Tendono ad
acquistare elettroni
Gas nobili
Hanno l’ultima
orbita
completa; non
reagiscono con
nessuno
Legame ionico
Spieghiamolo con un esempio:
-
-
-
+
+++
++
+
+ ++
+
-
-
-
-
Si chiamerà ione sodio
Na (sodio)
Ha un solo elettrone nell’ultima
orbita, tende a perderlo
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)
Na

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
-
-
Il fluoro, acquistando un elettrone, non
sarà più neutro, ma avrà una carica
negativa (c’è un elettrone in più)
+ ++++
++ +
+
-
-
-
Si chiamerà ione fluoruro
F

Il sodio cede un elettrone al fluoro e diventa ione positivo
Il fluoro diventa ione negativo
Ione positivo e ione negativo si attraggono, formando un legame detto
legame ionico
-
-
-
-
-
+
+++
++
+
+ ++
+
-
-
+ ++++
++ +
+
-
-
-
-
-
Na
Na

F

-
F
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
-
-
-
-
-
-
-
+
+++
++
+
11
+ ++
+
-
-
-
-
-
-
-
Na (sodio)
Na

+ +++
++++ +
+17
+++ +++
+
-
-
-
-
-
Cl (cloro)
Cl
-
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)
-
-
Mg
-
F
-
-
+
+++
++
+
12
+ ++
++
-
+ ++++
+ +9 +
+
-
-
-
-
-
-
-
Il magnesio può cedere due elettroni
-
Il fluoro può ricevere solo un elettrone
Allora il magnesio cede l’altro elettrone ad un altro
atomo di fluoro
Mg 2
F-1
-1
F
Si forma il composto
-
MgF2
F
-
-
+ ++++
+ +9 +
+
-
-
-
Confrontiamo NaF con
Na

F

Il sodio cede un solo elettrone
e diventa con carica +1
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
MgF2
Mg 2
F-1
F-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
In entrambi i composti il fluoro ha valenza 1, in quanto ogni
atomo acquista 1 solo elettrone
Legame covalente
Abbiamo già 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
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
H2
-
-
-
-
++
++
++8
++
-
-
-
-
++
++
++8
++
-
-
-
Due atomi di ossigeno si uniscono
formando la molecola
O2
-
Legame metallico
Ricordiamo che i metalli, avendo pochi elettroni nell’ultima orbita,
tendono a perderli
-
-
-
+
+++
++
+
11
+ ++
+
Na (sodio)
-
-
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
L’energia del flusso di
elettroni nei metalli
può essere utilizzata
per fare accendere
una lampadina