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A questo punto possiamo verificare uno dei principi fondamentali della chimica: la '''conservazione della massa'''. Sommando assieme i pesi dei reagenti e confrontandolo con il peso totale dei prodotti possiamo notare che essi sono uguali:
[[File:Water-3D-vdW.png|right|180px]]
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 crea un aggregato di atomi, che nel linguaggio chimico è chiamato '''complesso'''. L'immagine in alto a destra rappresenta un complesso semplice, in cui 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.
{| align="center" width=" 700px30%" style="text-align:right" ▼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 />
|- style="text-align:center" ▼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 />
! colspan="2"| <big>Reagenti</big> !! !!colspan="2"| <big>Prodotti</big>
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'''.
|-
| '''Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>''' || 10,0000000 g + || || '''NaCl''' || 11,0293424 +
[[File:Fosforo valenza Lewis.png|center|800px]] ▼
Va tuttavia fatto notare che non sempre gli elettroni di valenza (cioè quelli che può scambiare) sono tutti quelli presenti nel livello più esterno. Per questo motivo la tavola periodica è divisa in tre '''blocchi''' in cui i gruppi di valenza si ripetono periodicamente.
[[File:Blocchi tavola periodica.png|center|600px]]
* 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 />
: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...
▲{| align="center" width="700px"
|-
| '''HCl''' || 6,8798926 g = || || '''H<sub>2</sub>O''' || 1,6982734 g +
|[[File:Fluoruro di cloro Lewis.png|150px]]||[[File:Acqua Lewis.png|200px]]||[[File:Carbon-dioxide-octet-Lewis-2D.png|200px]]
|-
▲|- style="text-align:center"
| || || || '''CO<sub>2</sub>''' || 4,1522785 g =
|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>
|-
| || '''16,87989''' g || || || '''16,87989''' g <ref>Non sono state scritte le ultime due cifre della massa (26 e 43 rispettivamente) perché la differenza fra i sue pesi è dovuta solo all'approssimazione della calcolatrice e poteva confondere.</ref>
|}
Da questa dimostrazione, data sperimentalmente da [[w:Antoine Lavoisier|Antoine Lavoisier]] negli anni 80 del XVIII secolo, deriva una famosa locuzione.
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).
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:Legame dativo 1.png|center|700px]]
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:Legame dativo 2.png|center|800px]]
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.
[[File:Idratazione SO3.png|center|1000px]]
<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 />
''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>
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 />
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>
[[File:Electronegative.jpg|center|800px]]
La differenza di elettronegatività conferisce ai due elementi legati una caratteristica fondamentale: lo '''stato di ossidazione'''.<br />
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.
<center>{{q|<big>'''''Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma.'''''</big>}}</center>
[[File:Stati di ossidazione Lewis.png|center|900px]]
Vedremo nei capitoli successivi che vale lo stesso principio per l'energia sprigionata dalle reazioni. <br />
Tornando ad osservare l'equazione di reazione è possibile notare due cose importanti, che aiutano a spiegare il motivo per cui la massa dei prodotti e quella dei reagenti sono uguali.<ref>In realtà i seguenti postulati non danno una vera spiegazione alla domanda ''perché nel nostro universo la massa non può scomparire?'' ma ne dà una abbastanza semplice, intuitiva e sufficientemente esaustiva.</ref>
*Il numero di atomi si conserva: i mattoncini fondamentali che costituiscono la materia saranno sempre quelli. L'unica differenza è che saranno raggruppati in molecole più o meno grandi. Questo fatto è necessario per rendere vera l'equazione di reazione: gli atomi scritti a sinistra dell'equazione dovranno essere tanti quanti sono alla destra di essa, alimenti l'equazione di reazione è stata scritta in maniera sbagliata.
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.
*Il numero di molecole non si conserva: gli stessi atomi possono dividersi in molecole più piccole o raggrupparsi in molecole più grandi.
<center><math> Na_2CO_3 + 2 HCl \longrightarrow 2 NaCl + H_2O + CO_2 </math></center>
[[File:Stati di ossidazione.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.
▲[[File: FosforoMetatesi valenzaNa2CO3-HCl Lewis.png|center|800px]]
==Note==
<references/>
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