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La struttura dell’atomo ed i legami chimici. Indice generale sulla struttura dell’atomo Cos’è la materia La struttura dell’atomo Un modello su come è.

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1 La struttura dell’atomo ed i legami chimici

2 Indice generale sulla struttura dell’atomo 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 A B C B1 B2 B3 B4 C1 C2 C3 C4

3 Che cos’è la materia

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

5 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 B1 B2 B3 B4

6 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.

7 Oggi si sa che l’atomo è formato dalle seguenti particelle: Protoni (particelle relativamente grosse che hanno carica elettrica positiva) Elettroni (particelle molto 2000 volte più piccole dei protoni; hanno carica elettrica negativa) Neutroni (particelle grosse come i protoni; ma che non hanno nessuna carica elettrica) + - p+ e- n I Protoni ed i neutroni si trovano nel nucleo dell’atomo mentre gli elettroni vi girano attorno + -

8 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) Vedremo che il numero dei neutroni può essere diverso

9 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

10 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.

11 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.

12 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).

13 1.Gli elementi della moderna tavola periodica sono 118; 2.la posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende dal suo numero atomico (Z); 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. ALCUNE CARATTERISTICHE DELLA TAVOLA PERIODICA Numero atomico

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15 I livelli di energia degli elettroni

16 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

17 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

18 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 + - energia

19 + - 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

20 Isotopi e numero di massa

21 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 Atomi di uno stesso elemento con numero diverso di neutroni si dicono ISOTOPI protoni neutroni elettroni Come esempio vediamo gli isotopi dell’idrogeno (simbolo H, numero atomico 1 (cioè 1 solo protone ed un solo elettrone))

22 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

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

24 Abbiamo detto che nel primo strato ci stanno al massimo 2 elettroni, mentre negli altri strati ci stanno al massimo 8 elettroni Metalli e non metalli 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.

25 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)

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

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

28 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) Si chiamerà ione sodio Legame ionico Spieghiamolo con un esempio:

29 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 (fluoro) Ha 7 elettroni nell’ultima orbita (uno in meno rispetto a 8), tende ad acquistare 1 elettrone per avere l’ultima orbita completa

30 Na 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

31 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

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33 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) 11

34 F F Mg 9 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 Si forma il composto

35 Confrontiamo NaF con Il sodio cede un solo elettrone e diventa con carica +1 Il magnesio cede due elettroni e diventa con carica +2 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 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

36 Legame covalente

37 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

38 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

39 Due atomi di ossigeno si uniscono formando la molecola

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

41 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

42 L’energia del flusso di elettroni nei metalli può essere utilizzata per fare accendere una lampadina


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