Wikibooks

Laboratorio di chimica in casa/Le leggi di combinazione degli elementi: differenze tra le versioni

Naviga nella cronologia in modo interattivo
← Differenza precedenteDifferenza successiva →
Contenuto cancellato Contenuto aggiunto
VisualeWikitesto
Nessun oggetto della modifica
Nessun oggetto della modifica
Riga 1:
{{Avanzamento|100%|3 aprile 2014}}
|[[File:Water-3D-ballsvdW.png|100pxright|180px]]▼
{|style="float:right; text-align:center"▼
|-▼
▲|[[File:Water-3D-balls.png|100px]]
|-▼
|[[File:Molecole d'acqua.png|150px]]
|-
|[[File:Flickr - NewsPhoto! - drup (1).jpg|200px]]
|}
Nell'ambiente in cui viviamo non troviamo quasi mai atomi singoli, ma composti chimici in cui essi sono combinati fra loro. <br />
Ciò che tiene insieme due atomi è chiamato '''legame chimico'''. Esso è dovuto all'attrazione tra le cariche di segno opposto dei nuclei atomici e quelle degli elettroni di legame; una specie di tiro alla fune fra atomi, in cui la corda sono due elettroni. Una situazione simile si ha quando si collegano due calamite tramite un chiodo; le due calamite sono i due atomi ed il chiodo in mezzo è il legame chimico che li tiene uniti.<br />
Ciò permette di crearecrea un aggregato di atomi, che nel linguaggio chimico è chiamato '''molecolacomplesso'''. L'immagine in alto a destra rappresenta unaun molecolacomplesso dell'acquasemplice, compostain dacui due atomi di idrogeno sono legati ad uno di ossigeno. Quando si hanno un numero definito di atomi legati assieme si parla di '''molecola''', in questo caso quella dell'acqua.<br />
Tramite altri legami elettrostatici (più deboli) le molecole si attraggono fra loro ed è così che si forma l'aggregato che noi chiamiamo '''sostanza chimica'''.<br />
Gli atomi tuttavia non si combinano in maniera casuale come fanno pezzi di ferro e calamite: esistono diversi tipi di legami chimici, ed essi seguono precise regole di combinazione.
 
La prima (per importanza) dice che <u>un atomo, quando si combina con un altro, lo fa solo con gli elettroni presenti nel suo livello più esterno</u> (chiamati '''elettroni di valenza''').<br />
Questo perché, come già detto in precedenza, gli elettroni in uno stesso livello energetico hanno tutti la stessa distanza dal nucleo, e quindi sono attratti tutti con la stessa forza, ed essendo nel livello più esterno sono quelli che risentono di meno di questa attrazione; così essi possono essere attratti da un atomo vicino per formare un legame chimico, mentre quelli nel livello sottostante sono molto più vicini al nucleo e quindi occorre molta più energia per allontanarli da esso, quasi sempre troppa per creare un legame stabile.<br />
Per questo motivo, quando verranno mostrate alcune combinazioni degli elementi, si potranno rappresentare gli atomi semplicemente disegnando il loro simbolo circondato dagli elettroni di valenza. Questo tipo di rappresentazione atomica è detta '''struttura di Lewis'''.
 
[[File:Fosforo valenza Lewis.png|center|800px]]
 
ComeVa giàtuttavia dettofatto innotare precedenza,che ilnon numerosempre digli elettroni di valenza di(cioè unquelli elementoche sipuò vedescambiare) dalsono gruppotutti dellaquelli presenti nel livello più esterno. Per questo motivo la tavola periodica è divisa in tre '''blocchi''' in cui appartienei gruppi di valenza si ripetono periodicamente.
 
[[File:Blocchi tavola periodica.png|center|600px]]▼
[[File:Lewis primi 18 elementi.png|thumb|center|600px|Struttura di Lewis dei primi 18 elementi. Si noti che non sono rappresentati tutti gli elettroni che orbitano attorno all'atomo, ma solo quelli del suo livello più esterno. L'elio è stato rappresentato con i due punti vicini per segnalare che essi sono già appaiati, in modo da sottolineare il fatto che non necessita di altri per essere stabile, perciò non forma legami chimici.]]
 
* Gli '''elementi rappresentativi''' sono evidenziati in rosa ed il loro blocco è diviso in gruppi numerati con numeri romani accostati alla lettera A (sopra le caselle). Essi sono in grado di mettere in compartecipazione tutti i loro elettroni, eccezion fatta per i gas nobili, poco reattivi poiché nel loro guscio di valenza gli elettroni sono già tutti appaiati.<br />
Nella tavola periodica tuttavia esistono 3 '''blocchi''' in cui i gruppi si ripetono periodicamente, ed ogni elemento in essi contenuto segue
:Questi elementi sono chiamati ''rappresentativi'' perché le loro proprietà chimiche sono abbastanza periodiche, regolari, e perciò sono esempi affidabili, rappresentativi delle leggi chimiche illustrate a breve.
* I '''metalli di transizione''' sono evidenziati in verde. Questo è il primo gruppo che non rispetta del tutto le regole di periodicità. Infatti gli elementi dei primi 5 gruppi posseggono da 3 (Sc, Y, La, Ac) ad 8 (Fe, Re, Os) elettroni nel loro guscio di valenza, e (a seconda delle condizioni) sono in grado di impiegarli tutti in legami chimici. I metalli del gruppo del [[DCD#Cobalto|cobalto]] (Co) e del [[#Nichel|nichel]] (Ni) tuttavia posseggono rispettivamente 9 e 10 elettroni nel loro guscio di valenza, ma quelli che mettono a disposizione in legami chimici sono al massimo 3 o 4. Lo stesso accade per i metalli dei due gruppi successivi, [[DCD#Rame|rame]] e [[DCD#Zinco|zinco]], chiamati gruppo B-I e B-II proprio perché mettono in compartecipazione solitamente uno o due elettroni.<ref>Il motivo di ciò sta nel fatto che in realtà non tutti gli orbitali in uno stesso livello energetico sono uguali: quelli in cui orbitano gli elettroni dei primi 5 elementi del gruppo sono di ''tipo d'' e contengono solo elettroni spaiati, mentre quelli degli elementi successivi (VIII-B, I-B, II-B) iniziano a riempirsi. Gli elementi successivi a quelli del blocco dei metalli di transizione sono elementi rappresentativi e riprendono la sequenza dei gruppi assumendo valenze diversa perché nello stesso livello utilizzano un altro tipo di orbitali ancora, il ''tipo p'', e quindi gli elettroni sottostanti non sono più in grado di essere messi in compartecipazione perché ormai troppo attratti dal nucleo. Il fatto però di distinguere gli orbitali per tipo può essere per ora tralasciato, poiché verrà spiegato meglio in seguito come capire quanti elettroni un atomo può condividere.</ref>
* I '''metalli di post-transizione''', in azzurro, sono l'ultimo blocco e sono molto rari nella vita comune (compresi i laboratori non specializzati). le loro proprietà chimiche non sono periodiche (come accade anche per alcuni metalli di transizione) e tendono a mettere in compartecipazione soprattutto 3 elettroni (2 in composti meno comuni).
 
A seconda delle loro caratteristiche chimiche due elementi possono combinarsi seguendo due modalità di legame: essi possono limitarsi ad appaiare gli elettroni che si trovano spaiati nel loro guscio di valenza...
▲[[File:Blocchi tavola periodica.png|center|600px]]
 
{| align="center" width="700px"
▲|-
|[[File:Fluoruro di cloro Lewis.png|150px]]||[[File:Acqua Lewis.png|200px]]||[[File:Carbon-dioxide-octet-Lewis-2D.png|200px]]
▲{|- style="float:right; text-align:center"
|colspan="3"|<small>''Formule di Lewis del [[w:Fluoruro di cloro|fluoruro di cloro]], dell'[[w:Acqua|acqua]] e dell'[[w:Anidride carbonica|anidride carbonica]]''</small>
▲|-}
 
Generalmente gli elementi rappresentativi tendono a mettere in compartecipazione tutti i loro elettroni spaiati, poiché gli orbitali senza elettroni lasciano spazio ad altri elettroni che vi cadono per l'attrazione elettrostatica del nucleo. Il numero di orbitali nel guscio di valenza di un elemento rappresentativo è 4, e di conseguenza essi tenderanno ad occuparli tutti raggiungendo il numero di 8 elettroni in esso. Per questo motivo tale consuetudine è chiamata '''regola dell'ottetto''' (anche se esistono numerose eccezioni, per esempio l'intero blocco dei metalli di transizione).
Gli '''Elementi rappresentativi''' sono evidenziati in rosa. Essi hanno da 1 ad 8 elettroni nel loro guscio di valenza. Essi comprendono i primi due gruppi della tavola periodica, '''metalli alcalini''' (A I) ed '''alcalino-terrosi''' (A II) ed tutti i gruppi da quello del boro (A III) a quello dei gas nobili (A VIII).
*'''Metalli di transizione''': Essi possono avere da 3 a 12 elettroni nel loro guscio di valenza, ma ne possono mettere in gioco al massimo 8, e solo in rari casi.<ref>Attualmente il numero massimo di elettroni che un atomo può utilizzare in legami è 8. Tale stato è molto raro e poco stabile. Alcuni esempi sono [[w:Tetraossido di osmio|tetraossido di osmio]], [[w:Tetraossido di rutenio|tetraossido di rutenio]] e [[w:Tetraossido di xeno|tetraossido di xeno]].</ref> Vanno dal gruppo dello scandio (B III) a quello dello zinco (B II). Il fatto che in questo blocco il gruppo I sia alla fine ed il III sta all'inizio non è un errore: i metalli del gruppo del rame e dello zinco mettono solitamente in gioco rispettivamente 1 o 2 elettroni, ma non sono elencati all'inizio del blocco per rispettare l'ordine di numeri atomici, e lo stesso vale per il gruppo III B dello scandio (Sc, elemento 21) i cui elementi hanno 3 elettroni di valenza ma vengono prima di rame e zinco come numero atomico.
*'''Terre rare''': Tali elementi hanno gusci atomici ancora più capienti degli elementi nei blocchi precedenti, e possono ospitare fino a 17 elettroni nel loro guscio più esterno, anche se raramente ne usano più di 6.<ref>Due terre rare che creano molecole stabili in cui essi mettono in gioco 6 e 7 elettroni sono rispettivamente [[w:Uranio|uranio]] e [[w:Torio|torio]].</ref>
 
La seconda modalità è instaurare un '''legame dativo''': un elemento che ha già raggiunto l'ottetto (quindi già parte di una molecola)<ref>Apparte i gas nobili che hanno già 8 elettroni nel guscio di valenza e quindi possono fare solo dativi, e questo senza far parte di alcuna molecola.</ref> può cedere una coppia di elettroni già appaiati nel guscio di valenza (detta '''coppia solitaria''') ad un altro atomo abbastanza "forte" da sottrarglieli.
 
[[File:LewisLegame dotdativo O1.svgpng|center|150px700px]]▼
La seconda regola fondamentale dice che <u>ogni atomo tende ad assumere la stessa configurazione elettronica del gas nobile più vicino</u>, cioè ad avere otto elettroni nel suo guscio di valenza. Per fare ciò esso potrà acquistarne da altri atomi, e raggiungere il gas nobile del suo periodo (quello alla fine della sua riga) o a perderli e raggiungere la configurazione del gas nobile del livello precedente (l'ultimo elemento a destra della riga superiore). Essa è chiamata '''regola dell'ottetto''' ed è stata già accennata prima: la maggior parte degli atomi ha la tendenza ad avere otto elettroni nel loro guscio più esterno (da questo deriva ''ottetto''), come hanno tutti i gas nobili (ad eccezione dell'elio). Facciamo degli esempi.
L'ossigeno appartiene al gruppo A-VI della tavola periodica (lo si può vedere nell'immagine sopra) ed ha la seguente struttura di Lewis:
 
Questo tipo di legame può avere due sensi: l'atomo al centro della molecola può possedere coppie solitarie da donare ad altri atomi (immagine sopra), ma una volta impoverito della propria nube elettronica la carica del suo nucleo sarà scoperta, e quindi l'atomo sarà in grado di attirare gli elettroni di altre [[DCD#Entità molecolare|entità molecolari]] creando una molecola ancora più grande.
▲[[File:Lewis dot O.svg|center|150px]]
 
[[File:Legame dativo 2.png|center|800px]]
Avendo solo 6 elettroni di valenza tenderà ad acquistarne due per raggiungere l'ottetto.<br />
Possiamo trovare in natura l'ossigeno in due sostanze indispensabili per la vita: l'acqua e l'aria. <br />
Queste sono le rispettive strutture di Lewis dei loro componenti ossigenati: l'[[w:Acqua|ossido di idrogeno]] (chiamato semplicemente acqua anche in chimica), l'ossigeno molecolare (che compone il 21% dell'aria) e l'[[w:Anidride carbonica|anidride carbonica]] (emessa dai viventi durante la respirazione).
 
Vi è in fine la possibilità che due molecole si leghino ''riarrangiando'' i propri legami chimici senza cambiarne la natura (un dativo rimane un dativo, un covalente rimane un covalente) semplicemente ricollocando gli elettroni di legame per lasciar spazio ad un'altra molecola.
{{Tripla immagine|center|Ossigeno lewis.png|200|Acqua Lewis.png|200|Carbon-dioxide-octet-Lewis-2D.png|200|A sinistra la struttura di Lewis dell'ossigeno molecolare, al centro quella dell'acqua e a destra quella dell'anidride carbonica.}}
 
[[File:Idratazione SO3.png|center|1000px]]
Nella prima immagine troviamo due atomi di ossigeno che si scambiano i propri elettroni spaiati. Così facendo i due elementi si ritrovano ad avere tutti gli elettroni appaiati, e ciò permette ad entrambi gli atomi di raggiungere la configurazione del gas nobile.<br />
<center><small>''Verde: elettroni spaiati dello zolfo, nero: elettroni appaiati dello zolfo, rosso: elettroni dell'ossigeno, viola: doppietto elettronico dell'acqua attratto dallo zolfo.''<br />
Nella seconda immagine possiamo osservare una molecola composta da due elementi diversi, idrogeno e ossigeno, entrambi aventi i propri livelli "sazi" di elettroni: l'idrogeno ottiene l'elettrone spaiato dell'ossigeno, andando a completare con due elettroni il livello 1 e raggiungendo la configurazione elettronica dell'elio (He, elemento 2) mentre l'ossigeno guadagna due elettroni dagli idrogeni, trovandosi 8 elettroni nel suo guscio di valenza (livello 2), gli stessi del gas nobile del suo periodo, il neon (Ne, elemento 10).<br />
''Gli elettroni sono stati disegnati con colori diversi per mostrare che cambiano di posto ma che la loro natura di legame non cambia.''</small></center>
Nella terza immagine vediamo due ossigeni legati ad un atomo di carbonio (C, elemento 12). Quest'ultimo è il capostipite del IV gruppo degli elementi rappresentativi, il che significa che la sua valenza è 4. Esso è quindi in grado di prestare due suoi elettroni a due atomi di ossigeno, che completano il loro ottetto, e nel contempo lui si ritrova vicini due elettroni in più per ogni atomo di ossigeno, ottenendo anch'egli i quattro elettroni necessari a raggiungendo l'ottetto.<br />
Dall'immagine a sinistra notiamo un'altra cosa molto importante: anche gli elementi allo stato fondamentale, cioè sostanza formate da un solo elemento chimico, hanno una specifica struttura molecolare (in questo caso l'ossigeno molecolare è composto da due atomi di ossigeno legati assieme). Solo i gas nobili, che hanno appunto l'ottetto completo, non necessitano di legarsi con altri elementi e quindi si trovano sempre sotto forma di singoli atomi, ma tutti gli altri si ritrovano legati in molecole.<ref>Gli altri elementi possono trovarsi come atomi solati solo in condizioni estreme. Per esempio, all'interno del sole la temperatura è tale che la materia si ritrova in stato di plasma, e cioè elettroni e nuclei atomici fluttuano liberi senza riuscire a legarsi in maniera stabile. Tuttavia tali condizioni sono molto difficili da riprodurre in un normale laboratorio chimico.</ref>
 
Un'ultimo dato importantissimo da tenere a mente è che <u>atomi di elementi diversi attraggono i propri elettroni con forze diverse</u>. All'inizio abbiamo paragonato il legame chimico ad un tiro alla fune, ed infatti gli atomi tendono ad attirare verso di sé gli elettroni. Ma come spesso accade anche nel tiro alla fune, ci sono atomi che esercitano un'attrazione maggiore di altri sugli elettroni di legame.<br />
La terza regola fondamentale è quella dell''''ottetto espanso'''. Un atomo che non ha completato il proprio ottetto può sottrarre una coppia di elettroni ad un altro atomo che ha già il guscio esterno completo.<br />
Tale forza di attrazione si chiama '''elettronegatività''' ed è uno dei valori generalmente riportati sulle tavole periodiche:<ref>Esistono tanti modi per misurare questa forza e perciò nella storia sono state stilate diverse liste di valori di elettronegatività degli elementi. Quella comunemente usata è quella di [[w:Linus Pauling|Linus Pauling]], tabulata nella tavola periodica sopra riportata. Essa è un valore adimensionale (cioè un numero, senza unità di misura) che esprime la forza con cui un nucleo tende ad attrarre un elettrone cedutogli dall'esterno.</ref>
Facciamo un esempio con fluoro (F, elemento 9) e cloro (Cl, elemento 17). Essi hanno entrambi 7 elettroni nel loro guscio di valenza, e quindi entrambi ne condivideranno uno ciascuno per completare l'ottetto.<ref>Si noti che i legami chimici sono sempre formati da due elettroni, non c'è mai un solo elettrone che tene cinti due atomi insieme, ma vanno sempre a formare doppietti elettronici.</ref>
 
[[File:Fluoruro di cloro LewisElectronegative.pngjpg|center|150px800px]]
 
La differenza di elettronegatività conferisce ai due elementi legati una caratteristica fondamentale: lo '''stato di ossidazione'''.<br />
Tuttavia in alcune condizioni particolari una molecola di fluoro può ulteriormente reagire con il cloro strappandogli una coppia di elettroni, andando a formare il [[w:Trifluoruro di cloro|trifluoruro di cloro]].
Tale valore indica il numero di cariche elettriche che l'atomo ha acquistato o ceduto nel legame (anche se i due elementi li stanno comunque mettendo in compartecipazione). L'elemento più elettronegativo li acquista, l'altro li cede.<br />
Si ricorda che il '''+''' e il '''-''' davanti allo stato di ossidazione non indicano il numero di elettroni acquistati o persi ma ''la carica'' dello ione, quindi un atomo con stato di ossidazione '''positivo ha perso''' gli elettroni (carica positiva del nucleo scoperta) mentre uno con stato di ossidazione '''negativo ha vinto''' degli elettroni (cariche negative degli elettroni in più).<br />
Tale numero dipende dagli atomi leganti e, come visto in precedenza, esso può aumentare all'aumentare del numero di atomi che gli sottraggono o cedono elettroni.
 
[[File:TrifluoruroStati di cloroossidazione Lewis.png|center|800px900px]]
 
Per questo motivo sulla tavola periodica sono riportati i numeri di ossidazione più comuni che l'elemento può avere: esso indica quanti atomi di un determinato elemento possono combinarsi con esso sottraendogli o cedendogli un dato numero di elettroni a seconda della quantità e di altre condizioni in cui i due reagiscono.
Nella molecola precedente il cloro e il fluoro mettevano in compartecipazione i propri elettroni ed entrambi raggiungevano l'ottetto. Ma in questa due atomi di fluoro sottraggono una coppia di elettroni appaiati al cloro, andando a formare quella che si chiama '''molecola ipervalente''' cioè una molecola in cui un atomo mette in compartecipazione un suo doppietto elettronico anche se ha già l'ottetto completo.<br />
Nella molecola di trifluoruro di cloro l'atomo centrale possiede ancora due coppie di elettroni, ma può cederne solo una ad un'altra molecola di fluoro, diventando [[w:Pentafluoruro di cloro|pentafluoruro di cloro]].<ref>Si noti che nelle due immagini la struttura di Lewis è leggermente diversa: per questioni di spazio i doppietti elettronici possono essere rappresentati con delle stanghette attorno al simbolo atomico. Gli elettroni appaiati in un legame chimico vengono invece rappresentate con delle linee che collegano i due elementi. Gli elettroni invece ceduti da un atomo diventato ipervalente (in questo caso il cloro) vengono contrassegnati con una freccia, e a volte, per segnalare che sono passati da un atomo ad un altro, la freccia è rivolta verso una '''x''' che simboleggia la vacanza elettronica nell'atomo accettore (il fluoro nelle immagini). Si veda [[w:Struttura di Lewis|Struttura di Lewis]] su Wikipedia e [[commons:Category:Lewis structures|Lewis structures]] su commons.</ref>
 
[[File:PentafluoruroStati di cloro Lewisossidazione.png|center|800px]]
 
Questa caratteristica è fondamentale in chimica, sia perché sta alla base della nomenclatura usata dai chimici, sia perché le proprietà chimiche di un atomo variano a seconda dello stato di ossidazione che possiede in un complesso: una volta ceduti dei suoi elettroni avrà una certa tendenza a sottrarli ad altri atomi più "deboli", mentre quando ne avrà acquistati tanti sarà più soggetto a cederne ad altri più "forti"; inoltre più un legame è ''polare'' più gli elettroni saranno sbilanciati nella molecola. Questo provoca la polarizzazione del legame, cioè la carica positiva del nucleo e quella negativa degli elettroni di legame si ritrovano in due punti opposti, come in una calamita, e se queste cariche non sono perfettamente bilanciate nella molecola, il campo elettromagnetico potrà espandersi andando ad attrarre altre molecole vicine, facendole aggregare per dare alla sostanza una certa densità, una consistenza (solida, liquida o gassosa) ed altre caratteristiche chimico-fisiche.
Quanto un atomo possa essere "generoso" con altri dipende dalle proprietà chimico-fisiche di essi e dalle condizioni in cui vengono fatti combinare, fattori che verranno spiegati in seguito.
 
==Note==
Line 71 ⟶ 73:
|CapitoloPrecedente= La configurazione elettronica
|NomePaginaCapitoloPrecedente= Laboratorio di chimica in casa/La configurazione elettronica
|CapitoloSuccessivo= La formanomenclatura delle molecolechimica
|NomePaginaCapitoloSuccessivo= Laboratorio di chimica in casa/La formanomenclatura delle molecolechimica
}}
 
Estratto da "https://it.wikibooks.org/wiki/Laboratorio_di_chimica_in_casa/Le_leggi_di_combinazione_degli_elementi"