Bentornati! Oggi useremo le conoscenze apprese la volta scorsa per parlare delle interazioni della materia, ovvero di come gli atomi danzino fra loro per dare una forma all'Universo.
Buon viaggio nel mondo della chimica! : P
Parte 2: le reazioni chimiche
Gli atomi non esistono quasi mai nella
loro forma pura e isolata, nemmeno
nell'aria che respiriamo. Essi
spesso si uniscono, combinandosi
in strutture più complesse
dette "molecole", che a loro volta
si scambiano atomi fra loro, rendendo possibili
tutti i fenomeni naturali, fra i quali la vita stessa.
Premesse
Fin da subito è bene ribadire la differenza che c'è fra reazioni chimiche e reazioni nucleari. Le reazioni chimiche avvengono spesso spontaneamente sulla Terra e sono molto più comuni perché non vanno a modificare il nucleo di un atomo. Per contro, le reazioni nucleari sulla Terra avvengono raramente in natura perché richiedono enormi quantità di energia, tale energia serve proprio per alterare il nucleo atomico.
Parleremo ora di due leggi generali, non strettamente legate alle reazioni chimiche ma valide in tutto l'Universo e utili per capire parecchie cose in futuro:
1) Il principio di conservazione dell'energia, detto anche "primo principio della termodinamica", semplicemente afferma che nel nostro universo l'energia si conserva sempre: essa può trasformarsi e cambiare forma, ma non può sparire nel nulla. Chiariamolo con alcuni esempi:
•Esempio 1. Giochiamo a biliardo: io con la mia stecca da biliardo colpisco la palla bianca. Nel farlo, uso l'energia chimica contenuta nelle molecole dei miei muscoli per contrarli. L'energia chimica diventa quindi energia di movimento (detta energia cinetica) che io imprimo nella stecca del biliardo. La stecca del biliardo a sua volta urta la palla bianca, trasferendole una parte della sua energia cinetica, l'energia restante invece si trasforma nel rumore dell'urto (ovvero vibrazioni dell'aria, che altro non è che energia cinetica dell'aria).
•Esempio 2. Come sapete, le centrali eoliche sfruttano il vento per creare elettricità: l'energia cinetica dell'aria (il vento) colpisce le pale eoliche, trasformandosi quindi in energia meccanica di rotazione. Le pale, a loro volta trasferiscono la loro velocità di rotazione ad un cavo elettrico che (come vedete in figura) ruota all'interno di un campo magnetico. La rotazione del cavo elettrico genera quindi corrente elettrica. 
•Esempio 3: Bruciando il petrolio, il carbone, o il legno, trasformiamo l'energia immagazzinata nei loro legami chimici in calore (energia termica), l'energia termica agita le molecole dell'aria, e questo permette all'aria stessa di esercitare pressione su delle pale che (proprio come le pale eoliche) iniziano a ruotare per produrre elettricità.
Si potrebbero fare milioni di esempi: col motore di un auto, con l'energia solare/nucleare/idroelettrica, con l'energia chimica del cibo che mangiamo.
Il succo è sempre quello: l'energia si trasforma in continuazione ma non va mai persa.
2) Passiamo al secondo dei due principi di cui voglio parlarvi: il principio di stabilità. Esso ci dice che ogni cosa nell'Universo vuole essere stabile, pertanto (se ne ha l'occasione) la materia cercherà di passare da stati più instabili a stati più stabili. Questo vale per particelle e atomi, ma cosa significa stabilità per un atomo? Bisogna fare due distinzioni, per il nucleo e per gli elettroni:
•Il nucleo di un atomo è stabile quando non è un isotopo, cioè quando ha il corretto numero di neutroni. Se è un isotopo con troppi neutroni (o troppi pochi), il nucleo sarà instabile e tenderà a dividersi nel tempo o a trasformarsi in altri elementi. Questo fenomeno è ciò che dà origine alla radioattività, per cui ne riparleremo in modo approfondito quando affronteremo le reazioni nucleari.
Per ora vi basti sapere che quando il nucleo instabile si divide, raggiunge una forma più stabile. Tale processo è chiamato "decadimento radioattivo" e nel caso dell'uranio può impiegare miliardi di anni per avvenire, motivo per cui le scorie di uranio sono pericolose e devono essere sigillate con piombo o cemento.
•Per quanto riguarda gli elettroni che orbitano attorno al nucleo atomico, essi sono stabili quando riempiono completamente gli orbitali più esterni dell'atomo. Comprendere questo enunciato campato per aria è la chiave per capire tutte le reazioni chimiche dell'universo, pertanto da qui in avanti (nei prossimi paragrafi) ci concentreremo sullo spiegare cosa significa "completare gli orbitali esterni".
Vi faccio intanto notare che il principio di stabilità, apparentemente banale, è in realtà ciò che si nasconde dietro tutte le interazioni della materia: la stabilità del nucleo atomico spiega le reazioni nucleari (come vedremo nella prossima lezione) mentre la stabilità degli elettroni spiega le reazioni chimiche (come vedremo fra poco).
Cosa sono gli orbitali?
Come suggerisce il nome, un orbitale può essere intuitivamente descritto come la "traiettoria" che gli elettroni seguono mentre orbitano attorno al nucleo dell'atomo. Recupero l'immagine della scorsa lezione per permettervi di osservarli:
Ogni orbitale può ospitare un numero massimo di elettroni, e si dice che un orbitale è "completo" o "riempito" quando non può ospitarne altri.
Un tempo si credeva che gli elettroni seguissero le precise orbite circolari che si vedono di solito nelle figure, ma oggi sappiamo che non è così per tre motivi:
-Gli orbitali sono in realtà tridimensionali, ciò significa che sono a forma di sfera, anziché di disco;
-Un orbitale non ci dice il percorso esatto che fa un elettrone, ma stima solo approssimativamente dove l'elettrone può essere. Ciò significa che in teoria è quasi certo trovare l'elettrone di un atomo sul suo orbitale, ma esiste una probabilità (seppur minuscola) che l'elettrone in questione sia in realtà da tutt'altra parte. Per farvi capire le implicazioni concrete di quanto ho appena detto: c'è una piccola probabilità che un elettrone che compone il vostro corpo sia in questo momento su Marte;
-Gli orbitali non hanno tutti la stessa forma. Gli orbitali sferici sono i più semplici e ricoprono gli stadi energetici più bassi, ma possono avere anche altre forme:
Come si vede in figura, gli orbitali sono di quattro tipi: di tipo "s" (quello che vedete in rosso, a forma di sfera), di tipo "p" (in giallo), "d" (in blu) ed "f" (in verde). Se volete immaginarvi un atomo reale, considerate tutti quegli orbitali in figura che si sovrappongono, in ordine di grandezza crescente ma sempre avendo il loro centro nel nucleo. Gli orbitali più grandi (e quindi più lontani dal nucleo) sono i famigerati orbitali esterni che ci interessano.
Come dici? Ti stai chiedendo perché la natura sia stata così crudele da dare agli atomi simili forme? Purtroppo per rispondere a questa legittima curiosità bisognerebbe introdurre la quantizzazione dell'energia, per cui ce la risparmieremo  .
Non preoccupatevi: quando si deve disegnare un atomo per semplicità si schematizzano tutti gli orbitali con dei cerchi concentrici, ma è bene comunque sapere che la realtà è diversa 
I gruppi atomici
Bene, adesso che abbiamo tutte le conoscenze necessarie, posso svelarvi uno dei segreti della tavola periodica.
Guardate di nuovo l'immagine della scorsa volta: vi siete mai chiesti come mai gli scienziati si siano complicati la vita dando alla tabella una forma così... stupida? Voglio dire, perché non hanno dato ad ogni riga lo stesso numero di colonne? La risposta è presto detta: gli atomi sono ordinati dagli elementi più leggeri in alto a sinistra a quelli più pesanti in basso a destra, ma questo non è l'unico criterio con cui vengono raggruppati. Si dà infatti grande importanza al loro orbitale più esterno. Per cui gli atomi sono divisi a seconda del tipo di orbitali esterni che hanno.
In questo screen, vedete in rosso gli elementi che hanno orbitale esterno "s", in verde coloro che hanno il "p", in giallo il "d" e in blu la "f".
Un altro criterio importante (connesso al precedente) con cui gli atomi vengono raggruppati è in base al loro gruppo di appartenenza, indicato dai numeri romani delle colonne (da I fino a VIII, come si vede in figura). I membri dello stesso gruppo si comportano tendenzialmente nello stesso modo quando si tratta di reagire chimicamente per ottenere nuovi elettroni, ad esempio tutti gli atomi del gruppo "VII" tendono a strappare elettroni agli atomi del gruppo "I" con logiche che stiamo per discutere.
L'ottetto (sì, è una parola che esiste)
Gli atomi sono costantemente in guerra fra loro per rubarsi elettroni a vicenda o per condividerli. Fanno tutto questo per raggiungere l'ottetto, legandosi fra loro nella creazione delle molecole. "Raggiungere l'ottetto" non è altro che il termine tecnico che usano gli scienziati per dire "riempire gli orbitali esterni" 
Quindi tutti gli atomi reagiscono per raggiungere l'ottetto: ad alcuni di loro (gli atomi degli ultimi gruppi) mancano pochi elettroni per riempire gli orbitali esterni e li cercano disperatamente, mentre altri (gli atomi dei primi gruppi) preferiscono perdere tutti gli elettroni degli orbitali esterni, in modo da perdere l'intero orbitale esteriore e rimanere con gli orbitali degli strati inferiori (che per definizione sono già pieni). L'unica eccezione la fanno gli atomi dell'ottavo gruppo (quelli della colonna più a destra): essi sono detti "gas nobili" perché al loro stato naturale hanno già completato l'ottetto (quando si dice che alcuni nascono fortunati...) pertanto sono già stabili e non reagiscono con gli altri atomi plebei 
Elettronegatività
La proprietà fondamentale degli atomi che spiega i processi con cui essi raggiungono l'ottetto è l'elettronegatività. Essa non è altro un numero (di solito compreso fra 0,79 e 3,98) che indica quanto un atomo è propenso a strappare elettroni ad altri atomi. Un atomo molto elettronegativo (come il fluoro col simbolo "F") tende quindi a rubare elettroni, un atomo poco elettronegativo (come il sodio col simbolo "Na") tende a cederli. Nelle tavole periodiche più avanzate si può trovare il livello di elettronegatività riportato sotto tutti gli elementi:
Tanto per cominciare, è interessante notare che tutti gli atomi dell'ottavo gruppo (i gas nobili) sono assenti in questa tavola perché per loro non ha senso parlare di elettronegatività, in quanto (avendo l'ottetto già completo) non cedono né prendono elettroni.
Secondariamente, osserviamo che gli atomi a sinistra (quindi quelli dei primi gruppi) sono meno elettronegativi e pertanto come detto poco fa tendono a cedere elettroni, mentre gli atomi a destra (quindi degli ultimi gruppi fino al settimo) sono più elettronegativi e tendono a rubare elettroni agli altri.
Potete vedere questi valori come dei livelli di combattimento: se un atomo ha il livello di combattimento più alto di un altro, vincerà la battaglia e si infilerà in tasca l'elettrone del rivale sconfitto.
Tutti gli atomi vogliono raggiungere la stabilità dei gas nobili, e per farlo vogliono avere il loro stesso numero di elettroni, o avvicinarsi il più possibile ad averli. Se guardate la colonna dell'ottavo gruppo in una delle precedenti figure, noterete che gli elettroni desiderati per assomigliare ai gas nobili sono 2 (come l'elio), oppure 10 (come il neon), o 18 (come l'argon), o 36 (come il kripton), o 54 (come lo xenon) eccetera.
Considerato questo, possiamo ora osservare che gli elementi del settimo gruppo sono i più elettronegativi che esistono e ne comprendiamo il motivo: il fluoro ad esempio (l'atomo più elettronegativo dell'Universo) ha 9 elettroni nel suo stato naturale, glie ne manca solo uno per arrivare a 10 e raggiungere l'ambita stabilità di un gas nobile (il neon) completando l'ottetto. Per contro, il litio (simbolo "Li") è un atomo del primo gruppo poco elettronegativo: ha infatti 3 elettroni e gli basterebbe perdere un singolo elettrone per averne 2 e raggiungere la stabilità di un gas nobile (l'elio).
Una volta capito questo, avete capito tutto il necessario per intuire le fondamentali reazioni chimiche dell'Universo. Possiamo finalmente passare ai legami fra atomi 
Il legame ionico
Uno dei possibili modi in cui gli atomi possono unirsi (chimicamente) è tramite legame ionico. Questo avviene quando gli atomi che reagiscono fra loro hanno livelli di elettronegatività molto diversi fra loro ed è piuttosto raro che ciò accada. L'esempio accademico più comune che si fa è il legame fra un atomo di Cl (cloro, del VII gruppo) e uno di Na (sodio, del I gruppo). Al cloro manca un solo elettrone per raggiungere la stabilità di un gas nobile, mentre il sodio deve perdere un solo elettrone per il medesimo fine. Capite bene che questi due atomi vanno molto d'accordo fra loro: il cloro chiede un elettrone al sodio, ed il sodio è ben contento di cederlo.
Il legame si chiama "ionico" perché, appunto, gli atomi coinvolti alla fine della reazione hanno un diverso numero di elettroni e sono quindi ionizzati. Nell'esempio in questione, il sodio perde un elettrone e diventa carico positivamente, il cloro acquisisce un elettrone e diventa carico negativamente.
Ok, i due atomi si scambiano un elettrone, ma perché poi si legano? Bhe, per la carica elettrica che hanno appena acquisito! Il sodio positivo attira il cloro negativo, come una calamita attira il polo opposto!
Il cloro ed il sodio, unendosi, formano il cloruro di sodio (NaCl), noto a voi col suo nome più comune: il sale che si usa in cucina . I cristalli di sale con cui condiamo il cibo non sono altro che reticoli cristallini di atomi di sodio legati al cloro.
Legami covalenti
La maggior parte delle molecole esistenti sono il risultato di uno o più legami covalenti. Questo tipo di legame non dà origine a ioni e si verifica quando l'elettronegatività degli atomi che reagiscono è molto simile, se non uguale. A differenza del caso precedente, in un legame covalente nessuno dei due atomi ruba l'elettrone all'altro, ma anzi, ognuno degli atomi condivide i propri elettroni con l'altro. Gli elettroni iniziano quindi a orbitare attorno a entrambi gli atomi (rimanendo vicini al più elettronegativo dei due).
Mettendo in condivisione gli elettroni, gli atomi cercano di riempire i loro orbitali esterni, e a tale scopo due atomi possono condividere un elettrone a testa (legame covalente singolo), due elettroni a testa (legame covalente doppio) o tre (legame covalente triplo).
Qui sopra vediamo tutti e tre gli esempi:
•Al cloro manca un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, pertanto quando trova un suo simile può condividere con esso un elettrone creando la molecola Cl2. Il legame covalente singolo si rappresenta disegnando una stanghetta fra i due atomi.
•L'ossigeno ha 8 elettroni, quindi glie ne mancano due per arrivare a 10. Quando trova un suo simile, mette in condivisione due elettroni formando la molecola O2, ovvero la molecola di ossigeno che respiriamo continuamente. Il legame covalente doppio si rappresenta con due stanghette.
•Infine, all'azoto (simbolo "N" perché in inglese si chiama "Nitrogen") mancano 3 elettroni, e proprio tre sono gli elettroni che mette in condivisione con altri atomi di azoto formando la molecola N2, ovvero la molecola più abbondante nell'aria. Il legame covalente triplo si rappresenta con tre stanghette.
Si possono fare molti altri esempi che spiegano le molecole con cui interagiamo tutti i giorni. Voglio farvene almeno altri due:
•L'anidride carbonica (CO2) è fatta da un atomo di carbonio e due di ossigeno. Quindi, sapendo che al carbonio mancano 4 elettroni per l'ottetto e all'ossigeno ne mancano 2, come reagiranno?
Basta usare un po'di logica (gli esercizi base di chimica funzionano proprio così) e capiamo che il carbonio deve mettere due elettroni in condivisione con un atomo di ossigeno, e due elettroni in condivisione con l'altro atomo di ossigeno, formando così due legami doppi:
•L'acqua, la cui formula è nota a tutti (H2O), è fatta da due atomi di idrogeno legati insieme ad un atomo di ossigeno. All'idrogeno manca un solo elettrone per arrivare ad averne 2 (raggiungendo la stabilità dell'elio) mentre l'ossigeno, come abbiamo visto prima, ne vuole due. In questo caso, la logica suggerisce che ogni idrogeno debba condividere il suo unico elettrone con l'ossigeno, e l'ossigeno debba condividere un elettrone con ciascun idrogeno, formando due legami singoli:
Il bello di comprendere queste regole è che con esse si può spiegare quasi tutta la chimica, capendo come mai la materia si comporta in determinati modi! E questo è il motivo per cui ho voluto parlarvene oggi 
Mi rendo conto che sia difficile apprendere interi capitoli di chimica compressi in poche righe (in queste prime due lezioni sono condensati circa i primi due anni e mezzo di liceo), quindi se siete interessati a qualcosa di poco chiaro non esitate .
Vi do appuntamento alla prossima lezione con le reazioni nucleari!
Edited by THE RATCHET CHAMPION - 7/6/2021, 04:21 |
