Bentornati! In questa lezione andiamo a parlare del legame metallico. Per quanto riguarda il legame covalente, puro e polare e legame ionico, ho fatto dei video dedicati e li trovate nella playlist di chimica.
Ovviamente non serve dirlo sul canale. E ora andiamo a vedere che cos'è il legame metallico. E cosa lo distingue dagli altri tipi di legame che abbiamo già visto?
Ecco, ci ricordiamo quando, parlando del legame ionico, dicevamo che gli atomi degli elementi metallici hanno uno spiccato carattere elettron-positivo, e cioè hanno una bassa elettronegatività e di conseguenza hanno la tendenza a perdere gli elettroni. Loro stanno molto meglio senza uno, due, tre elettroni, questo perché così la loro configurazione elettronica diventa identica a quella del loro gas nobile più vicino. Di conseguenza, ad esempio, i metalli del primo e del secondo gruppo della tavola periodica, rispettivamente con uno e due elettroni di valenza, preferiscono perderli, cioè preferiscono non trattenere a sé quegli elettroni, diventare a loro volta degli ioni positivi, dei cationi, ma in questo modo rispettare la regola dell'ottetto e quindi essere più stabili.
Ecco, questo avveniva tra un metallo e un non metallo. Se ci ricordiamo, il non metallo passava vicino al metallo e gli rubava un elettrone. Così avveniva il legame ionico.
Ma la domanda ora si pone spontanea, e cioè, cosa succede se si trovano vicini due atomi metallici? Quindi due o più atomi che preferiscono entrambi tutti perdere degli elettroni piuttosto che prenderseli? Ecco che questi atomi metallici, insieme, vanno a formare...
un legame metallico e cioè mettono in comune tutti gli elettroni di valenza, diciamo così, nessuno li vuole quindi rimangono a girare intorno a tutti, e questi elettroni vengono condivisi tra più nuclei, tra più nuclei più ovviamente gli elettroni delle prime orbite che in questo momento però non consideriamo, quindi stiamo approssimando il nucleo più le prime orbite mentre consideriamo l'elettrone o gli elettroni delle orbite di valenza e diciamo che questi elettroni ruotano attorno agli atomi. Quindi in questi casi si dice in chimica che gli elettroni sono delocalizzati, cioè non li troviamo in un punto, non li troviamo attorno ad un atomo, ma li troviamo appunto delocalizzati attorno a più atomi, cioè sostanzialmente li lasciano liberi di girare attorno a tutta la massa di atomi. E questo lo vediamo bene qua in figura, dove ci sono i vari nuclei, i vari atomi che hanno perso questi elettroni di valenza, che però non li hanno veramente persi, perché questi elettroni...
rimangono a girare intorno a tutti questi atomi metallici creando una nube di elettroni, un mare di elettroni, che gira in modo delocalizzato, dicevamo. Ecco che il legame metallico quindi è dovuto all'attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano. Questo perché ovviamente l'atomo metallico, nel momento in cui lascia girare intorno a tutti gli altri atomi il suo elettrone, lui diventa ovviamente uno ione positivo, perché ha... perso, tra molte virgolette, il suo elettrone.
L'elettrone ovviamente, come abbiamo detto, non è perso, ma rimane delocalizzato su tutto il metallo, su tutta la lastra di metallo, immaginiamo. Ecco, il meccanismo può sembrare molto semplice, ma andiamola a vedere in maniera un pochino più dettagliata e animata. Vi prendo quattro atomi di sodio, mettendo in evidenza in questi atomi il loro elettrone di valenza. Ricordiamo che il sodio si trova in posizione 11 della tavola periodica, cioè...
numero atomico 11, vuol dire che ha 11 protoni e 11 elettroni. 10 elettroni si trovano sulle orbite più basse, mentre un elettrone lo troviamo sull'orbita, sul livello energetico definito di valenza, quindi quello più esterno. Come sappiamo, gli atomi comunicano attraverso gli elettroni di valenza, cioè si contattano tramite quegli elettroni. Di conseguenza quello che a noi ci serve è sapere quanti elettroni di valenza ha il sodio NeA1. E allora noi lo mettiamo in evidenza un po'come se fosse la struttura di Lewis.
Ora che succede? Abbiamo detto che il sodio, questo elettrone di valenza, non è che gli interessa tanto tenerlo. E allora lo lascia libero. Ma se si trova vicino ad altri sodi, diciamolo così al plurale che non è proprio in italiano, se si trova però vicino ad altri atomi di sodio e tutti non hanno molta voglia di trattenere i loro elettroni, cosa fanno?
Li lasciano girare intorno a tutta questa grande molecola metallica che si è venuta a formare. E cioè gli elettroni sono liberi di girare intorno a... tutti gli atomi che a questo punto prendono una carica positiva proprio perché hanno lasciato libero l'elettrone e quindi loro diventano dei cationi, degli ioni positivi. Ecco che gli elettroni, come vediamo bene nell'animazione, sono delocalizzati, cioè appartengono a tutto il metallo in questo momento. E proprio da questa delocalizzazione derivano le proprietà principali dei metalli, una su tutte, e la conducibilità elettrica.
Ecco, in quest'altra animazione lo vediamo bene. Abbiamo degli elettroni che scorrono, che possono, sono liberi di muoversi, in tutta la molecola del metallo, in tutta la lastra di metallo. E infatti questo spiega perché i metalli sono dei buoni conduttori di elettricità e di calore. Questo perché l'elettricità che cos'è? L'elettricità è semplicemente un movimento di cariche.
Possiamo vederla come l'elettricità che ci arriva fino in casa, quindi quella corrente elettrica che scorre sui fili di rame, non è altro che uno scorrimento di elettroni. Noi abbiamo un filo di metallo, di rame più precisamente, su questo filo di rame scorre la corrente elettrica. Ecco che quello che scorre, quello che noi chiamiamo corrente elettrica, è una corrente di elettroni.
E questo è possibile, cioè questi elettroni possono scorrere. Proprio e solamente perché il metallo lascia delocalizzati questi elettroni, e cioè tutti gli atomi che appartengono a quel filo hanno lasciato liberi di muoversi questi elettroni, e quindi gli elettroni possono passare da un'estremità del filo all'altra. E questo riguarda anche la trasmissione di calore. Infatti i metalli disperdono calore più facilmente e più rapidamente di coppie elettroniche localizzate come invece sono presenti nei legami covalenti. Perché ovviamente se noi abbiamo la possibilità di muovere quegli elettroni, potremmo avere delle caratteristiche peculiari.
E quali possono essere altre proprietà che derivano proprio da questa struttura elettronica? Innanzitutto le temperature di fusione e di ebollizione. Infatti temperature di fusione ed ebollizione di diversi metalli sono variabili, medio-alte, aggiungerei, e in genere sono proporzionali al numero di elettroni di valenza. Lo vediamo bene nella figura in alto a destra. Infatti in figura vediamo abbastanza bene come elementi del primo gruppo hanno temperature di fusione, in questo caso più basse, degli elementi appartenenti al secondo gruppo, e cioè quegli elementi che hanno due elettroni di valenza.
Altra caratteristica peculiare è quella che i metalli generalmente si flettono o si lasciano incidere invece di rompersi. Molti di essi possono essere laminati in fogli sottili, si dice quindi che sono malleabili, o possono essere trafilati e fatti a forma di filo, e si dice che sono duttili. Questo si teorizza sia proprio a causa del mare di elettroni, come vedete nella figura in basso a destra, che va a delocalizzarsi su tutta la lastra di metallo. Quindi in questo caso la molecola non si rompe, non si spezza, ma può essere deformata in maniera molto comoda.
Ed ecco che col legame metallico abbiamo concluso quelli che noi abbiamo chiamato legami intramolecolari, quindi legami tra atomi. Siamo partiti dal legame covalente, vedendo quello... puro e polare, poi siamo passati al legame ionico, nella scorsa lezione, e infine oggi abbiamo visto il legame metallico. Ora, questi legami sono semplicemente delle energie, quindi una forza che tiene legati due atomi, però dobbiamo pensare che ci sono delle forze un po'più deboli che tengono poi legate tra di loro anche le molecole. Queste forze o questi legami vengono chiamati intermolecolari, quindi tra le molecole.
Queste forze, cioè questi legami intermolecolari, li andremo a vedere nelle prossime lezioni e, come vi ho riportato in figura, sono molto più deboli delle forze interatomiche che vedete sulla sinistra. Quindi da ricordare molto bene, i legami tra gli atomi sono molto forti, quando invece andiamo a parlare di legami tra le molecole andiamo via via scendendo con l'energia, quindi servirà meno energia per romperli. Per rompere un legame intramolecolare serve molta energia, per rompere un legame intermolecolare intermolecolare, quindi una forza di attrazione tra le molecole, serve meno energia. Ma di questo e di come si realizzano i legami intermolecolari lo vedremo appunto nelle prossime lezioni.
Io per ora concludo qui, vi ringrazio per l'attenzione e, come sempre, vi invito a lasciare un like ed iscrivervi al canale se questi video vi sono utili e, soprattutto, se vi aiutano anche a superare esami e verifiche, vi sarei estremamente grato se voleste fare una donazione. Questo mi permette di proseguire nel mio lavoro e di aiutare sempre più studenti e appassionati alla chimica e alla biologia. Detto questo io vi saluto e come dico sempre vi do appuntamento alla prossima lezione.