chimica-1 - IT Galilei Canicattì
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Scienze Integrate “Chimica”
primo anno
5
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
INTRODUZIONE
Cosa è la Chimica?
!9I>I@GJ/J=EGJ<GBFCG@@IGJ
“Si direbbe di sì, a giudicare dalle reazioni della opinione pubblica che associa i pesticidi chimici all’inquinamento delle
acque, gli additivi chimici alla contaminazione dei cibi, le industrie chimiche agli incidenti...“
Giorgio Nebbia, Airone, Settembre 1998
-GJ@9I>I@GJ8F?HJ?IJ=EGJ@GDDI:GJBH<=DG7IFEHJGE@9HJ<BHAAFJ8CIJAD=?HEDIJ<HB@9J/JBIDHE=DGJ=EGJ?IA@I<CIEGJGADB=AGJHJ?I44I@ICH;
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QUINDI...
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Cosa significa che la chimica è Scienza?
-GJ!9I>I@GJ/J<GBDHJIEDH8BGEDHJ?HCCGJA@IHE7GJ>F?HBEGJEHJ@FE?I:I?HJICJ>HDF?FJA<HBI>HEDGCH6J<BF<BIFJ?IJD=DDHJCHJA@IHE7H;
BF8BH?IA@HJEHCJDH><FJ<HB@9J=AGJCHJA@F<HBDHJHJIJ@FE@HDDIJ@9HJ<BF:HE8FEFJ?GCCHJGCDBHJA@IHE7HJ IAI@GJG?JHAH><IF%JH?JG
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<I@@FCIAAI>HJ(gli atomi e le molecole);J-HJ<BF<BIHD&JHJICJ@F><FBDG>HEDFJ?HCCHJAFADGE7HJ?I<HE?FEFJEFEJAFCFJ?GJ0=GCIJDI<I
?IJGDF>IJ(elementi) AFEFJ4GDDH6J>GJGE@FBJ<I#J?GCJ>F?FJIEJ@=IJgli atomi si legano fra di loro;
-GJ!9I>I@GJ/J=E=EI@GJ>GDHBIG6J>GJ<=JHAAHBHJG44BFEDGDGJIEJ>FCDIJ>F?I;JIJ=AGJ?I:I?HBCGJIEJ?I:HBAIJBG>I
-GJChimica organica AIJF@@=<GJ?HIJ@F><FADIJ?HCJ!GB3FEIFJ "CJ!GB3FEIFJ4FB>GJ=EJHEFB>HJE=>HBFJ?IJ@F><FADI%;
-GJChimica inorganica @F><BHE?HJD=DDIJ8CIJGCDBIJHCH>HEDI;
-GJChimica fisica AD=?IGJCHJCH88IJ8HEHBGCIJ?HCCHJADB=DD=BH6J?HCCHJBHG7IFEIJHJ?H8CIJH0=ICI3BI;J!F><BHE?HJGE@9HJCFJAD=?IF
?HCCHJIEDHBG7IFEIJ?HCCGJ>GDHBIGJ@FEJCGJC=@HJHJGCDBIJG8HEDIJ4IAI@I6JHJ4FBEIA@HJDH@EI@9HJ<HBJCGJBI@HB@GJIEJ0=HADIJ@G><I;
-GJChimica analitica BIA<FE?HJGCCHJ?F>GE?HJ@9HJ<I#JA<HAAFJAFEFJ4GDDHJGIJ@9I>I@I
!9HJ@FAGJ@/JIEJ0=HADFJ(analisi qualitativa)
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-GJChimica biologica FJIF@9I>I@G%JAD=?IGJCGJ@9I>I@GJ?H8CIJHAAHBIJ:I:HEDI;J"J3IF@9I>I@IJ=DICI77GEFJIJ@FE@HDDIJHJ8CI
ADB=>HEDIJ?IJD=DDIJIJBG>IJ?HCCGJ!9I>I@GJG<<CI@GE?FCIJEHCJ@G><FJA<H@IGCIAAI>FJ?HCCGJIDG;
Cosa significa che la chimica è Vita?
-GJ:IDGJ/J3GAGDGJA=CCGJ@9I>I@G6J>GJ@9HJ@FAGJ/JCGJ:IDGJCIJ=F>IEIJ<BF:GEFJHJ<BF:HBGEEFJAH><BHJGJ?GBHJ=EGJBIA<FADGJG
0=HADGJ?F>GE?GJGDDBG:HBAFJCG filosofia6JCGJreligione6JCGJpoesia6JC,arte H6JEGD=BGC>HEDH6JGE@9HJCGJscienza;
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1
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
IJ<BF@HAAIJ:IDGCI%JGCCGJ:IADG6JHJ4IEGE@9HJCGJ<FAAI3ICID&J?IJ@G<DGBHJF?FBIJHJAG<FBI6J?IJ<BF:GBHJ?FCFBHJHJ<IG@HBH6J?IJI><GBGBHJH?
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Cosa significa che la chimica è Ambiente?
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@FEDBG??IADIE8=HJICJEFADBFJ>FE?F6J/J?GJG??H3IDGBHJGCCGJ@9I>I@G;JGJAHE7GJCGJ@9I>I@G
C,G>3IHEDHJADHAAFJEFEJ<FDBH33HJ>GIJHAAHBHJBIAGEGDF;
-GJ@9I>I@GJ0=IE?IJ/JGCCFJADHAAFJDH><FJ@G=AGJHJAFC=7IFEHJ?HCC,IE0=IEG>HEDFJ@9H
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<BF8BHAAF; ,J@F><IDFJ?H8CIJ=F>IEIJHJ?HCCHJ?FEEHJDBF:GBHJIJ>I8CIFBIJ@F><BF>HAAI
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"E4GDDIJ=E,G<<BF4FE?IDGJ@FEFA@HE7GJ@9I>I@GJ<=JIEDHB:HEIBHJEHCC,IE?I:I?=G7IFEHJHJEHCCGJ:GC=DG7IFEHJ?HCJBIA@9IFJG>3IHEDGCH
HJEHCCGJBI@HB@GJ?HCC,F<<FBD=EFJvaccino;JIJ<HEAIJGCC,I><FBDGE7GJ?HCCGJJ@9I>I@GJEH8CIJI><IGEDIJ?IJ?H<=BG7IFEHJ <HBJHAH><IF
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<IGEHDG6J?F:=DFJGE@9HJGCJ@FEDIE=FJIE@BH>HEDFJ?HCCGJ<F<FCG7IFEHJ@9HJG3IDGJCGJHBBG6JH?J=EGJ<FCIDI@GJIE?=ADBIGCHJ<F@F
AHEAI3ICHJGCC,G>3IHEDH6J@FEDBI3=IA@FEFJIEJ>F?FJBICH:GEDHJGCC,IE0=IEG>HEDFJ@9H6JG<<GBDIHEHJ8CF3GC>HEDHJGCJEFADBFJ<IGEHDG6
/JGCDBHA
JGE@FBJ<I#JH:I?HEDHJ@9HJF88IJEHAA=EFJ?IJEFIJAGBH33HJ?IA<FADFJGJBIE=E@IGBHJGIJ3HEH4I@IJ?HBI:GEDIJ?GCJ<BF8BHAAF
@9I>I@FJEHCC,industria farmacI6Jcarburanti6JF88HDDIJ?IJ:GBIHJ4FB>HJHJ4=E7IFEI6JBHGCI77GDIJIEJmateriale plastico%
E' possibile conciliare queste due richieste?
BF3G3IC>HEDHJA
6JAGBH33HJIE4GDDIJ<FAAI3ICHJIEDHB:HEIBHJEHCCGJ@GDHEG
<BF?=DDI:GJ @FEJ =EJ F@@9IFJ <I#J GDDHEDFJ GCCGJ AGC:G8=GB?IG
?HCC,G>3IHEDH6J >F?I4I@GE?FJ IJ @I@CIJ <BF?=DDI:IJ <I#J IE0=IEGEDIJ H
AFADID=HE?FCIJ @FEJ E=F:HJ DH@EFCF8IHJ <I#J <=CIDH6J A:IC=<<GBHJ E=F:I
<BF?FDDI6J CGJ @=IJ ?H8BG?G7IFEHJ EHCC,G>3IHEDHJ AIGJ <I#J 4G@ICHJ H
BHCGDI:G>HEDHJ:HCF@HJ <CGADI@9HJ3IF?H8BG?G3ICI%JFJAIGEFJFDDI>I77GDIJ<HBJ=EJA=@@HAAI:FJBI@I@CF;
IJ?F:BH33HJIEJAFADGE7GJIE@BH>HEDGBHJCGJBI@HB@GJHJCHJBHCGDI:HJBIAFBAHJGJCHIJ?HADIEGDH;
“Ecocompatibilità, riconversione della materia, risparmio energetico e nuove applicazioni sono le basi su cui la chimica
necessariamente si dovrà muovere nell’ opera di prevenzione e salvaguardia del territorio e delle risorse”.
Cosa significa che la chimica è Industria?
-,IE?=ADBIGJ@9I>I@GJ<BF?=@HJIJ3HEIJ@9HJ4GEEFJICJEFADBFJ3HEHAAHBH;J-HJ>GDHBIHJplastiche AFEF
H@FEF>I@9H6JAI@=BH6JCH88HBH;JHB:FEFJ<HBJ4GBHJborse, bottiglie, casalinghi, arredi, giocattoli,
componenti per industrie automobilistiche ed elettroniche, parti di apparecchi;J"Jfarmaci6
EGD=BGCIJHJAIEDHDI@I6J@IJ<HB>HDDFEFJ?IJ:I:HBHJGJC=E8FJHJIEJ3=FEGJAGC=DH;J"Jcoloranti BHE?FEFJ:I:G@I
HJBGCCH8BGEFJ:HADIDI6J<GBHDI6JG=DF>F3ICI;
Paraurti di plastica ad
alta resistenza
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HJEHCCFJA<G7IF6J?IJ:FCGBHJGJ:HCF@ID&JA=<HBAFEI@G;J"JAH>I@FE?=DDFBIJ9GEEFJ@FEAHEDIDFJCGJ@FADB=7IFEHJ?IJ@F><=DHBJ@F>H
0=HCCFJ@9HJ=AIG>FJ8IFBEGC>HEDH;
Anche le industrie non chimiche utilizzano tanta Chimica.
JL’industria energetica /JIEJ8BGEJ<GBDHJ?IJEGD=BGJ@9I>I@G
L'industria dell'auto, delle costruzioni, quella tessile6J9GEEFJ3IAF8EFJ?HCCGJ!9I>I@G
-,IE?=ADBIGJ@9I>I@GJCG:FBGJ<HBJCGJAGC:G8=GB?IGJ?HCC,G>3IHEDHJA:IC=<<GE?FJE=F:HJDH@EFCF8IHJ<I#
<=CIDHJHJ<I#JAI@=BH6J<HBJAHJADHAAGJHJ<HBJGCDBHJIE?=ADBIHJ<BF@HAAIJ3IFDH@EFCF8I@I6J@GDGCI77GDFBI6J>H>3BGEH6JI><IGEDIJ?I
?HAFC4FBG7IFEHJ?IJ@GB3=BGEDI6J<BF@HAAIJ?IJBI@I@CFJ?HIJBI4I=DIJHJ<BF?FDDIJIEEF:GDI:I;
+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
La chimica nella vita quotidiana
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EHCC,I8IHEHJ<HBAFEGCH6J0=GE?FJ>GE8IG>F6J<GAAH88IG>F6J8IF@9IG>F6JAD=?IG>F6J@IJ?I:HBDIG>F6JA=FEIG>F6JBHA<IBIG>F;
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3I@I@CHDDGJ 18 materiali plastici);
FEJ<FDBH>>FJA@BI:HBHJHJCH88HBHJ=EGJAH><CI@HJ<HEEGJADICF8BG4I@GJ/J@FADID=IDGJ?GJplastica HJ?GJinchiostro;
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@9I>I@FJHAAGJ/JFDDHE=DGJ>H?IGEDHJ=EJ<BF@HAAFJ@9I>I@FJ ICJsilicato di sodio HJl’acido fumarico AFEFJ=DICI77GDIJ<HBJ?GBH
3BICCGEDH77GJHJBHAIADHE7GJGCC,G@0=G6JC,ipoclorito di sodio HJICJclorato di calcio AHB:FEFJ<HBJA3IGE@GBCGJICJdiossido di titanio
AHB:HJ<HBJBHE?HBCGJF<G@G%;
CIJADB=>HEDIJ>=AI@GCIJAFEFJ4GDDIJ?GJDGEDIJ<BF?FDDIJ@9I>I@IJIJ4ICIJ?HCCGJ@9IDGBBGJAFEFJ?IJnylon6JIJDGADIJ3IGE@9IJ?HCJ<IGEF4FBDHJEFE
AFEFJ<I#J?IJavorio BI@G:GDFJ?G8CIJHCH4GEDI%J>GJAFEFJ?IJ=EJ>GDHBIGCHJ@9I>I@FJAIEDHDI@FJ@9HJAH>3BGJG:FBIFJIJ<IGEF4FBDIJAFEF
4GDDIJ?G poliestere G?JHCH:GDGJ3BICCGEDH77GJGE7I@9JIEJCH8EF;J"J!J9GEEFJ=EGJ3GAHJIEJ<FCI@GB3FEGDFJCFJADHBHFJ@FEDIHEHJ?HI
@9I<JIEJsilicio6JHADBGDDFJ?GCCGJAG33IGJEFB>GCHJ FDDI>FJ@FE?=DDFBHJ?IJ@GCFBHJH?JHCHDDBI@ID&%;JFEFJ>FCDIJIJ>GDHBIGCIJ@9HJ9GEEF
>I8CIFBGDFJCGJEFADBGJ:IDGJICJteflon G?JHAH><IFJ/J=EJ>GDHBIGCHJ<CGADI@FJGEDIG?HBHEDHJHJBHAIADHEDH6J=DICI77GDFJ@F>H
5% BI:HADI>HEDFJ<HBJ<G?HCCHJ GEDIG?HBHEDI%6J4FBEIJHJCGDDIEHJ?IJCGDDGJ<HBJGCI>HEDI
2% @F><FEHEDHJDHB>FIAFCGEDHJEHIJ8=GEDIJ?GJ3GB3H@=H6JEHCCHJD=DHJGEDIE@HE?IF6JEHIJ@=A@IEHDDIJHJIJ8I=EDIJ?HIJ>FDFBIJ?HCCH
G=DF>F3ICI
1% @F><FEHEDHJGEDIG?HAI:FJ<HBJEFEJ4GBHJJGDDG@@GBHJICJ4HBBFJ?GJADIBFJGIJ:HADIDI;J
+% @F><FEHEDHJEHCCGJBI@FADB=7IFEHJ?HCCHJGBDHBIHJIEJ@9IB=B8IG
-GJschiuma poliuretanica /J=DICI77GDGJEHIJ>GDHBGAAIJ@9HJAIJG?GDDGEFJGCCGJ4FB>GJGEGDF>I@G6JG>>FBDI77GEFJHJAFADHE8FEF
IE?I<HE?HEDH>HEDHJ?GCCGJ<FAI7IFEHJGAA=EDGJFJ?GCCGJ4BH0=HE7GJ@FEJ@=IJ@IJAIJ>=F:HJH?J/J<BHAHEDHJIEJDGEDIJ<BF?FDDIJ@F>HJI
DG<<HDIEIJ?GJ8IEEGADI@G6JCHJGDDBH77GD=BHJ?GJ<GCHADBG6JCHJA@GB<H;J
-GJ@9I>I@GJF<HBGJA=JDBHJCI:HCCIJ?IJJFAAHB:G7IFEH6J@FEFA@HE7GJHJ?HA@BI7IFEH
Il livello macroscopico: IJ4HEF>HEIJ<FAAFEFJHAAHBHJFAAHB:GDIJ?IBHDDG>HEDHJ@FEJEFADBIJF@@9IJ
Il livello microscopico: <HB>HDDHJ?IJA<IH8GBHJGJCI:HCCFJ>FCH@FCGBHJIJAIADH>IJ>G@BFA@F<I@IJ D=DDGJCGJ>GDHBIGJ/J@FADID=IDGJ?G
>FCH@FCHJ@FADID=IDHJGJCFBFJ:FCDGJ?GJGDF>IJ%
l livello simbolico:
IJ4HEF>HEIJ@9I>I@IJAFEFJIE?I@GDIJ>H?IGEDHJAI>3FCIJH?JH0=G7IFEI
(questo livello rappresenta il tramite tra gli altri due);
In conclusione la grande domanda è: perché è importante
studiare la chimica?
FBAHJ <HB@9J AD=?IGBHJ CGJ @9I>I@GJ /J =EJ >F?FJ <HBJ G@0=IAIBHJ =EG
>I8CIFBHJ@F><BHEAIFEHJ?HCJ>FE?FJHJ?HCCHJDBGA4FB>G7IFEIJ@9HJIEJHAAF
G::HE8FEFJ@FEDIE=G>HEDH;
E ancora: ma non si può vivere ugualmente bene senza
comprendere il mondo e le sue trasformazioni?
IJ <=J :I:HBHJ 3HEHJ >GJ EFEJ -J 3HEHJ J BF:GJ G
@G>>IEGBHJ @FEJ ?H8CIJ F@@9IGCIJ A@=BI6J DGC>HEDHJ A@=BIJ @9HJ DI
I><H?IA@FEFJ?IJA@FB8HBHJCHJ@FAHJ<I#J3HCCH6J>G8GBIJ<I#JEGA@FADH6
0=HCCHJ@9HJEFEJD=DDIJ<FAAFEFJ:H?HBH;JFIJDF8CIJ8CIJF@@9IGCIJHJA@F<BI
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.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizio
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/J=EJ<BF?FDDFJ@9I>I@F6J@HB@GJ?IJ@G<IBHJGDDBG:HBAFJ?HCCHJBI@HB@9HJ6J0=GCIJ>GDHBIGCIJ@F><FE8FEFJIJBHCGDI:IJF88HDDI;
*
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 1
Le grandezze Fisiche
Quante volte, ogni giorno, utilizziamo il metro, i secondi, i kilogrammi... Ma forse non sappiamo quante menti di uomini
ingegnosi hanno dato un senso a quei simboli per noi scontati.
• 1.1 Grandezze e misure • 1.2 Elaborazione delle
• Esercizi
misure e teoria
dell’errore
Unità 1.1
Grandezze e misure
1.1.1 LE GRANDEZZE E LA LORO MISURA
Cosa vuol dire misurare? Misurare vuol dire confrontare.
Per esempio: per misurare la larghezza di un tavolo prendiamo
un unità di misura e vediamo quante volte questa è
contenuta nella larghezza del tavolo.
E che cos’è un’unità di misura?
Un unità di misura è quella grandezza che consideriamo
come riferimento unitario (cioè a cui diamo valore 1) e con la
quale confrontiamo la dimensione dell’oggetto che vogliamo
misurare
Le proprietà misurabili sono dette grandezze fisiche. Esse si suddividono in Grandezze fondamentali e Grandezze
derivate. Per misurare un oggetto dobbiamo scegliere una unità di misura e misurare una grandezza, vuol dire stabilire
quante unità di misura sono contenute al suo interno.
La misura di una grandezza è sempre data da un valore numerico e da una unità di misura
(es. massa = 65 kg –chilogrammi-; altezza 1,6 m –metri-).
Le GRANDEZZE FONDAMENTALI
sono indipendenti e non derivano
da altre grandezze.
Grandezza fondamentale
Lunghezza
Massa
Tempo
Temperatura
Corrente elettrica
Intensità luminosa
Quantità di sostanza
Unità di misura
Metro
Chilogrammo
Secondo
Kelvin
Ampere
Candela
Mole
Simbolo
m
kg
s
K
A
cd
mol
Sistema Internazionale delle Unità di Misura (SI)
)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Le GRANDEZZE DERIVATE
si ottengono dalla composizione delle
grandezze fondamentali.
Ad es.:
• Superficie
Grandezza derivata
Area
Volume
Velocità
(prodotto di due lunghezze unità di misura m2)
Accellerazione
• Volume (prodotto di tre lunghezze m3)
• Velocità
(rapporto tra una lunghezza ed un tempo
unità di misura m/s)
Densità
• Densità
Concentrazione
Forza
Pressione
Energia, lavoro e
quantità di calore
(rapporto tra una massa e volume Kg/m3)
ecc...
Unità di misura
metro quadrato
metro cubo
metro al secondo
metro al secondo
quadrato
chilogrammo per
metro cubo
mole per metro cubo
newton
pascal
Simbolo
m2
m3
m/s
mol / m3
N
Pa
joule
J
m/s2
kg / m3
1.1.2 UNITA’ DI MISURA
Multipli e sottomultipli
Gli oggetti potranno essere molto piccoli oppure molto grandi, pertanto le relative misure delle grandezze dovranno
essere descritte da multipli e sottomultipli e dalla notazione esponenziale (descritta successivamente), che permettono
una descrizione più semplificata della stessa grandezza e della sua relativa misura. Immaginate quanti numeri dovremmo
scrivere se dovessimo esprimere nell’ unità di misura della massa (Kg) la Massa della Terra (circa 6 milioni di miliardi di
miliardi di chilogrammi 6.000.000.000.000.000.000.000.000 Kg), o quella dell’atomo (ordine di grandezza di quello più
pesante circa 3 milionesimi di miliardesimi di miliardesimi di chilogrammi 0,000000000000000000000003 Kg)
Prefisso
Valore
Simbolo
Nome
tera
Trilione
Mille
Cento
Dieci
Decimo
Milione
Miliardo
Centesimo
Millesimo
µ
Milionesimo
Miliardesimo
Milimiliardesimo
Prefissi e relativi simboli indicanti i multipli e i sottomultipli delle unità di misura
Unita’ di misura della massa
Passando da una
unità più grande ad
una
più
piccola
moltiplico per 10,
spostando la virgola
verso destra di un
posto
Kg
chilogrammi
hg
ettogrammi
dag
decagrammi
g
grammi
dg
decigrammi
cg
centigrammi
mg
milligrammi
Passando da una
unità più piccola ad
una
più
grande
divido
per
10,
spostando la virgola
verso sinistra di un
posto.
Unita’ di misura della lunghezza
Passando da una
unità più grande ad
una
più
piccola
moltiplico per 10,
spostando la virgola
verso destra di un
posto
(
Km
chilometri
hm
ettometri
dam
decametri
m
metri
dm
decimetri
cm
centimetri
mm
millimetri
Passando da una
unità più piccola ad
una
più
grande
divido
per
10,
spostando la virgola
verso sinistra di un
posto
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unita’ di misura della superfici
Passando da una
unità più grande ad
una
più
piccola
moltiplico per 100,
spostando la virgola
verso destra di due
posti
2
Km
2
hm
2
dam
2
m
2
dm
cm
2
2
mm
Passando da una
unità più piccola ad
una
più
grande
divido per 100,
spostando la virgola
verso sinistra di due
posti
Unita’ di misura del volume
Passando da una
unità più grande ad
una
più
piccola
moltiplico per 1000,
spostando la virgola
verso
3
Km
3
hm
Volume dei liquidi spesso espresso in:
1 m3 = 1000L
3
dam
3
m
3
dm
cm
3
3
mm
Passando da una
unità più piccola ad
una
più
grande
divido per 1000,
spostando la virgola
verso sinistra di tre
posti
1 dm3 = 1L
1 cm3 = 1ml
1.1.3 MISURE DI GRANDEZZE
Notazione esponenziale
Quando si devono utilizzare numeri troppo grandi (es. la distanza Terra Sole, pari a 149 000 000 km) o troppo piccoli
(es. il raggio dell’atomo di idrogeno, pari a 0,0000000529 mm), si vengono ad avere molti zeri, che complicano la lettura
e le operazioni.
Con la notazione esponenziale o scientifica: qualsiasi numero si può rappresentare come il prodotto di un altro numero
compreso fra 1 e 10 per una potenza di 10 positiva o negativa.
0,0000000529 mm = 5,29 • 10 –8 mm = 52,9 nmm (pm picometri);
149 000 000 Km = 1,49 • 108 Km = 149 Mkm (Tm Terametri)
L’esponente della potenza, detto ordine di grandezza del numero, è dato dal numero di posti di cui è stata spostata la
virgola rispetto al numero originale
OSSERVA
Lo spostamento della virgola verso destra comporta un esponente negativo.
0,0000000529 = 5,29 x 10-8
Lo spostamento della virgola verso sinistra comporta un esponente positivo
149000000 = 1,49 x 108
PROVA TU: 34500000; 378800000000; 0,000000215; 0.997
Misure di distanza, superficie, volume
Misura con metodo diretto: la grandezza da misurare viene direttamente misurata con un’unità di misura appropriata
alle sue dimensioni.
La scelta dello strumento di misura dipende dalla quantità da misurare e dalla precisione richiesta.
Ogni strumento di misura è caratterizzato da una portata, che corrisponde alla massima misura eseguibile con lo
strumento; e da una sensibilità, uguale alla minima misura leggibile sullo strumento stesso.
Si definisce metro la distanza tra due tacche incise su di una sbarra metallica conservata
nell’Ufficio Internazionale dei Pesi e delle misure di Sèvres, presso Parigi.
Dal 1983 il metro è stato ridefinito come la distanza percorsa dalla luce nel vuoto in 1/299792458esimo di secondo circa, quasi un trecentomilionesimo di secondo.
$
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Misura della superficie: se l’oggetto ha forma regolare, si ricorre alle formule della geometria; se l’oggetto invece ha
forma irregolare si ricorre a particolari metodi diretti come ad es. il metodo della carta millimetrata
Misura del volume: se l’oggetto è un solido regolare, si ricorre al metodo geometrico; se l’oggetto è un liquido si ricava
invece dal volume del recipiente occupato.
Il volume del liquido si legge all’altezza del livello inferiore del menisco.
Nell’esempio V = 23 ml
Se il solido ha forma irregolare il volume si misura
in modo indiretto per spostamento di liquido.
5'
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unità 1.2
Elaborazione delle misure e teoria dell’errore
1.2.1 ERRORI DI MISURA
=GCAIGAIJ>IA=BGJ/JAH><BHJG44HDDGJ?GJHBBFBH6J0=GC=E0=HJAIGJC,F<HBGDFBH6JCGJAHEAI3ICID&J?HCCFJADB=>HEDFJFJICJ>HDF?FJI><IH8GDF;
-HJ>IA=BHJEFEJAFEFJ0=IE?IJ>GIJHAGDDH6J<FAAFEFJ<HBJHAAHBHJ<I#JFJ>HEFJ<BH@IAH GJAH@FE?GJ?HCCGJ<BF@H?=BGJHJ?H8CI
ADB=>HEDIJ=DICI77GDI;
-,IE@HBDH77G ?IJ=EGJ>IA=BGJ?I<HE?HJ?GCCGJAHEAI3ICID&J?HCCFJADB=>HEDFJ=AGDF;
44HDD=IG>FJG?JHAH><IF6J=EGJAIE8FCGJ>IA=BG ?IJ=EJCI3BFJ@FEJ=EJBI89HCCFJ?IJAHEAI3ICID&J5J>>;
-GJC=E89H77GJ/J@F><BHAGJDBGJ2)65JHJ2)62J@>6JF::HBFJ2)65JJ-JJ2)62
"CJ:GCFBHJIE4HBIFBHJ/JG<<BFAAI>GDFJ<HBJ?I4HDDFJ -?%6J>HEDBHJ0=HCCFJ>G88IFBHJ/JG<<BFAAI>GDFJ<HBJH@@HAAFJ -H%J"CJ:GCFBHJ<I#
<BF3G3ICHJ?HCCGJ>IA=BGJ@FBBIA<FE?HJGCCFBGJGCJ:GCFBHJ>H?IFJ ->%
"CJ:GCFBHJ<I#J<BF3G3ICH ?HCCGJ>IA=BGJ@FBBIA<FE?HJGCCFBGJGCJ:GCFBHJ>H?IFJ ->%
Lm =
Le+Ld
2
27,1 cm + 27,2 cm
=
2
= 27,15 cm
2.1.1 Errore assoluto (eass)
Nel caso di una misura singola l’errore assoluto è pari a metà della sensibilità dello strumento utilizzato.
Nel caso di più misure è pari alla differenza tra il valore massimo misurato e quello minino diviso per due. Il valore medio
presenta un’incertezza pari al suo errore assoluto.
La misura si indica quindi come: L = Lm ± eass
Errore assoluto
eass = 0,05 cm
Errore assoluto
eass = 0,05 cm
27,2 cm
misura per
eccesso (Ld)
27,15 cm
valore medio
(Ld)
27,1 cm
misura per
difetto (Ld)
Il valore reale della grandezza è compreso tra (Lm + eass) e (Lm - eass).
L’errore assoluto va espresso nella stessa unità di misura della grandezza misurata.
Nel nostro caso avremo: L = (27,15 ± 0,05) cm
L’errore assoluto indica l’intervallo in cui posso trovare valori validi.
2.1.1 Errore relativo (erel)
L’errore assoluto non è sufficiente per valutare la precisione di una misura, in quanto questa dipende anche dalla quantità
che deve essere misurata.
Un errore assoluto di 0,5 mm è accettabile per la misura di un libro, e trascurabile per quella di una stanza, è inaccettabile
per la misura di una lamina metallica.
Si ottiene invece una valutazione quantitativa della precisione considerando l’errore relativo (erel) dato dal rapporto
tra l’errore assoluto e la grandezza da misurare (o il suo valore medio.
erel =
Eass
Lm
Essendo il rapporto tra due quantità con la stessa unità di misura, l’errore relativo è un numero
puro, ovvero una grandezza adimensionale
Calcoliamo adesso l’errore relativo che otteniamo misurando il libro lungo 27,15 cm con un errore assoluto di 0,05 cm
erel =
eass
0,05 cm
=
Lm
= 0,0018
27,15 cm
55
7
=
=
=
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Calcoliamo poi l’errore relativo compiuto misurando, col medesimo errore assoluto, un’aula lunga 7m (700 cm)
7
0,05 cm
= 0,00007
erel =
7
700 cm
erel = 0,05 cm
2,5 cm
e% = erel
e
•
= 0,2
100
7
Il valore ottenuto è 25 volte inferiore al precedente
Il valore ottenuto è più di 100 volte superiore a quello del libro
Poiché l’errore relativo è sempre un numero molto piccolo è più comodo considerare l’errore
percentuale (e%), che si ottiene moltiplicando per 100 l’errore relativo della stessa misura.
Nei tre casi prima considerati avremo dunque:
e% (quaderno) = 0,18%
e% (aula) ~ 0,01%
e% (lamina) = 20%
L’errore relativo e quello percentuale indicano quanto il mio errore sia significativo in relazione al problema che sto
=
trattando.
(
La precisione di una misura deve essere valutata in relazione agli scopi della misura stessa, in base ai quali si scelgono
gli strumenti e le procedure per effettuarla, in quanto più la misura è precisa e più è costoso realizzarla.
Studiamo ora i principali tipi di errori che operativamente si commettono nell’esecuzione di una misura, valutandone le
procedure di riconoscimento, di prevenzione e di correzione.
2.1.3 Errori banali
7
Nelle misure dirette sono dovuti ad errori effettuati durante le operazioni di misura, per distrazione, lettura o trascrizione
sbagliata. Nel caso invece di misura indiretta sono dovuti ad errori nei calcoli.
Essi sono riconoscibili in quanto danno valori molto lontani dagli altri misurati o attesi.
Lunghezza di un’aula: a) 7,34m; b) 7,37m; c) 73,5m; d) 7,36m; e) 7,34m.
2.1.4 Errori sistematici
Si ripresentano regolarmente tutte le volte che si esegue una misura e sono dovuti a limitazioni o difetti dello strumento
utilizzato o dell’operazione di misura.
2.1.5 Errori casuali
Sono dovuti a cause sconosciute o a fenomeni di cui è impossibile prevedere gli effetti e non si possono quindi mai
eliminare.
Per ridurre l’incidenza di tali errori si effettuano misure ripetute della stessa grandezza e se ne fa poi la media aritmetica,
compensando così le misure errate per eccesso con quelle errate per difetto.
La media non costituisce il valore reale della misura, ma solo quello che possiamo ritenere sia il più probabile.
Nel caso dell’aula abbiamo:
Lm = (7,34 + 7,37 + 7,36 + 7,34) = 7,35 metri
4
52
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2.2 RISULTATI DELLE MISURE
2.2.1 Numeri approssimati
Si dice che un numero è approssimato a meno dell’ultima cifra considerata.
Poiché ogni misura è affetta da errore, i risultati delle misure vanno espressi da numeri compatibili con l’errore stesso.
A tal fine i numeri spesso debbono essere approssimati fino ad una certa cifra decimale
Per approssimare un numero dobbiamo trascurare alcune sue cifre, secondo la seguente regola:
L’ultima cifra considerata rimane invariata se la prima cifra trascurata è minore di 5 (approssimazione per difetto).
L’ultima cifra considerata aumenta di una unità se la prima cifra trascurata è maggiore o uguale a 5 (approssimazione
per eccesso).
Consideriamo adesso alcune possibili approssimazioni del numero 27,368023
27,36802
A meno di un
centomillesimo
A meno della 5° cifra
decimale
Per difetto
27,3680
A meno di un
decimillesimo
A meno della 4° cifra
decimale
Per difetto
27,368
A meno di un
millesimo
A meno della 3° cifra
decimale
Per difetto
27,37
A meno di un
centesimo
A meno della 2° cifra
decimale
Per eccesso
27,4
A meno di un
decimo
A meno della 1° cifra
decimale
Per eccesso
2.2.2 Cifre significative
Sono le cifre utilizzate per esprimere il valore di una misura e sono tutte le cifre certe più quelle incerte.
Gli zeri dopo la virgola, che non hanno significato in matematica, ne acquistano in fisica, in quanto indicano l’accuratezza
con cui è stata effettuata la misura.
E’ necessario definire quali sono le cifre significative che esprimono la misura, che dipendono dagli strumenti utilizzati
per effettuarla.
Utilizzando una bilancia con sensibilità un milligrammo è corretto esprimere una pesata come 4,034 g, mentre non ha
senso la scrittura 4,0340 g;
Utilizzando un metro con sensibilità 1 mm è corretto esprimere una lunghezza come 67,1 cm, mentre non ha senso
scrivere 67,100, poiché non abbiamo effettivamente misurato decimi e centesimi di millimetro.
Un maggior numero di cifre significative si può ottenere solo utilizzando uno strumento più preciso, cioè con una sensibilità
superiore.
Per orientarsi si possono ricordare le seguenti regole:
1) Ogni cifra diversa da zero è significativa; 128 cm ha tre cifre significative, 4211 Km ne ha quattro;
2) ogni zero compreso tra numeri diversi da zero è cifra significativa; ad esempio 105 g ha tre cifre significative,
mentre 40,208 Kg ne ha cinque;
3) ogni zero che precede la prima cifra diversa da zero non è una cifra significativa;
4) ogni zero terminale è significativo.
Es: 0,007 mm ha una sola cifra significativa, in quanto può essere espresso come 7 • 10–3 mm, 0,50 ha due cifre
significative e 0,6003 kg ne ha quattro;
51
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2.2.3 Le cifre significative nei calcoli
Il numero di cifre significative di una misura dipende solo dal modo e dallo strumento usato per effettuarla e non possono
variare durante i calcoli.
Il prodotto o quoziente di una misura per un numero adimensionale (che non possiede cifre significative) deve avere lo
stesso numero di cifre significative (e quindi la stessa precisione ed approssimazione) della misura di partenza.
Ad esempio 0,6584 · 9 = 5,926 (4 c. s.)
L’addizione o la differenza di misure deve avere le stesse cifre significative a destra della virgola (gli stessi decimali) della
misura meno precisa (con meno decimali). Ad es. 3562,1 + 0,1948 = 3562,3.
Il prodotto o il quoziente di due misure deve avere lo stesso numero di cifre significative (la stessa precisione ed
approssimazione) della misura meno precisa. Ad esempio 3,14 · 8,1248 = 25,5 (3 cifre significative soltanto).
Calcoliamo l’area di un rettangolo con base 28,2 cm e altezza 49,4 cm. Il risultato della moltiplicazione è 1393,08 cm2,
che però, dovendo avere solo 3 c.s. si deve approssimare a 1,39·103 cm2.
Nell’elevamento a potenza e nell’estrazione di radice, il risultato deve avere lo stesso numero di cifre significative del dato
di partenza.
Nel trasformare una misura tramite un’equivalenza, il numero di cifre significative deve restare uguale a quello della misura
di partenza.
BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
5+
GRANDEZZA FISICA
è ogni caratteristica che può essere misurata. Descrive quindi quantitativamente un
fenomeno fisico o la proprietà di un corpo attraverso un numero seguito da una unità
di misura.
DIMENSIONE
dal latino “dimensio” cioè “misura”, esprime la misura di un corpo che ne definisce
la forma e la grandezza.
MISURARE
confrontare la grandezza in esame con un’altra grandezza dello stesso tipo
(omogenea), assunta come unitaria (il cui valore è convenzionalmente uguale a 1) e
verificare quante volte è contenuta in essa.
UNITA’ DI MISURA
grandezza unitaria assunta come riferimento per misurare un corpo o un fenomeno
fisico.
GRANDEZZA
FONDAMENTALE
è un grandezza fisica indipendente, non determinata dalla combinazione di altre
grandezze fisiche
GRANDEZZA
DERIVATA
è una grandezza che deriva da una relazione matematica (moltiplicazione o divisione)
tra grandezze fisiche fondamentali.
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 2
La materia
Aristotele ( 384 a.C. - 322 a.C. ) formulò una delle prime teorie sulla struttura della materia
• 2.1 La materia: proprietà e
classificazione in base
alla composizione e agli
stati di aggregazione
• 2.2 Trasformazioni fisiche • Esercizi
e chimiche
Unità 2.1
La materia: proprietà e classificazione in base alla composizione e agli stati di aggregazione
La Materia è tutto ciò che ha una massa, energia e occupa spazio, cioè ha un volume. Si classifica in base alla sua
composizione chimica ed in base al suo & '*)*&$(&)'( (caratteristica fisica della materia)
A
0,5 Kg
La massa di A è minore di quella di B.
Possiamo dire che la massa è la quantità di materia
di cui è costituito un corpo.
B
1,0 Kg
La bilancia è lo strumento con cui si misura la massa.
La massa non cambia in base al luogo in cui si misura. La massa è una grandezza
fondamentale e la sua unità di misura è il Kg
Attenzione a non confondere il peso con la massa. Sono infatti concetti
diversi: il peso è quella forza che attrae i corpi verso il centro della terra.
Il dinamometro è lo strumento con cui si misura il peso. Il peso cambia in base al luogo in cui si
misura perché dipende dall’accelerazione di gravità. Il peso è una grandezza derivata( F= mg) e la
sua unità di misura è il Newton (N)
5.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
L’energia è la capacità di un corpo di compiere un lavoro o anche tutto ciò che può
diventare calore.
Esistono varie forme di energia convertibili l’una nell’altra. Esse sono:
meccanica
elastica
interna
chimica
termica
elettrica
radiante
nucleare
gravitazionale
NON ADDITIVITA’ DEL VOLUME
100 ml di acqua+
100 ml di alcool etilico
Non corrisponde a 200 ml
2.1.1 PROPRIETÀ DELLA MATERIA
presenta
Proprietà Chimiche
Sono in relazione a
fenomeni che non
comportano variazioni
della struttura chimica e
sono spesso di natura
reversibile
(trasformazioni fisiche)
Sono le proprietà che la
materia presenta
quando REAGISCE con
un altra sostanza e
sono spesso di natura
irreversibile
(trasformazioni chimiche)
Ad esempio
temperatura di fusione,
temperatura di
evaporazione, colore,
conducibilità elettrica,
densità...
100 gr di pane+
100 gr di riso
Corrisponde a 200 gr
FISICHE
CHIMICHE
ORGANICHE
MATERIA
è tutto ciò che possiede
una massa, energia
e occupa uno spazio
Proprietà Fisiche
ADDITIVITA’ DELLA MASSA
Ad esempio:
infiammabilità,
corrosività, acidità.
Le proprietà fisiche della materia dipendono dalla
sostanza stessa (es. massa, volume, pressione,
temperatura , densità , calore, lunghezza …)
Esse si classificano in:
• estensive: dipendono dalla quantità di materia.
Es. massa, volume, lunghezza, calore
• intensive: non dipendono dalla quantità di materia
Es. temperatura, concentrazione, densità, pressione
Le proprietà chimiche della materia dipendono
prevalentemente dall’influenza che altre sostanze hanno
sulla sostanza in esame determinandone la reattività (es.
reattività con l’ossigeno, con l’acqua, con gli acidi…)
Le proprietà organolettiche della materia sono una
conseguenza delle proprietà chimiche e fisiche e
rappresentano le caratteristiche percepite e valutate
dagli organi di senso ( es. colore, odore, sapore )
2.1.2 CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA
in base
al suo stato di aggregazione
alla sua composizione
Classificazione della materia in base allo stato di aggregazione
La materia si presenta sotto forma di diversi stati, che riflettono il grado di interazione fra le particelle costituenti, detti
stati di aggregazione.
5*
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Gli stati di aggregazione della materia sono tre (oggi si può considerare anche un quarto stato della materia , il plasma
che sarebbe un super gas - gas ionizzato - , gas riscaldato ad altissima temperatura. Tale stato di aggregazione si trova
normalmente nelle stelle).
Solido
Liquido
Aeriforme
Riporta in tabella alcuni esempi:
Solidi
Liquidi
Aeriformi (gas e vapori)
Zucchero
Acqua
Aria
Sale
Latte
Gas per uso domestico
Vetro: Bottiglie, bicchiere
Vino
Vapore acqueo
Metalli: pentole, posate, chiavi,
tubi, fili elettrici
Aranciata
Anidride carbonica presente nello
spumante, bibite gassate, nella
pasta lievitata
Legno: sedie, tavolo
Succo di frutta
Gas degli accendini
Gli stati della materia: solido, liquido e aeriforme
STATO SOLIDO
STATO LIQUIDO
STATO GASSOSO
Forma:
propria, rigida e
fissa
Forma:
la stessa del
contenitore
Forma:
la stessa del
contenitore
Volume: proprio
Volume: proprio
Movimento delle
particelle: vibrano
attorno a
posizione fisiche
Movimento delle
particelle: le
particelle si
muovono, ma
interagiscono tra
di loro
Volume: lo stessa
del contenitore
Movimento delle
particelle:
ogni particella si muove
indipendentemente dalle
altre
Osservando quello che ci circonda si nota innanzitutto che lo stato fisico dipende dalla
composizione della materia. Inoltre la stessa sostanza può trovarsi in stati fisici diversi: l’acqua
ad esempio a 0°C e alla pressione di 1 atm (atmosfera) è solida; a temperatura ambiente e alla
pressione atmosferica è liquida a 110°C ed 1 atm è vapore (stato gassoso).
GAS
AERIFORME
non è condensabile anche se compresso
(e la sua temperatura è al di sopra della temperatura critica)
VAPORE è condensabile se compresso
(e la sua temperatura è al di sotto della temperatura critica)
5)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Classificazione della materia in base alla sua composizione
MATERIA
Sostanze pure
(sono costituite da una singola
sostanza; posseggono proprietà
proprie ed hanno composizione
costante).
Es. acqua distillata
(non è pura l’acqua di rubinetto),
ferro, ossigeno, metano, ecc.
Si classificano in:
Elemento
Costituito da un
solo tipo di atomo
(particella più
piccola della
materia).
Esso non può
essere
trasformato in
sostanze più
semplici.
Fe, Na, S, H2, O2
5(
Trasformazioni
chimiche
Trasformazioni fisiche
Composto
Costituito da due
o più atomi diversi
uniti
chimicamente.
Possono essere
decomposti in
sostanze più
semplici.
NaCl, H2O
Miscugli
(è costituito da due
o più sostanze pure)
Si classificano in:
Miscugli
omogenei
(soluzione)
Costituiti da due o
più sostanze pure.
Formano una sola
fase: le sostanze
non sono
distinguibili ad
occhio nudo. La
limpidezza e
trasparenza
indicano
l’omogeneità.
Presentano
caratteristiche
uguali in tutti i
punti. Es. sale in
acqua, acqua di
rubinetto, benzina,
aria, bronzo,
acciaio, olio, vino
Miscugli
eterogenei
Costituiti da due o
più sostanze pure.
Formano due o
più fasi: le
sostanze sono
distinguibili ad
occhio nudo.
L’opacità è anche
indice di
eterogeneità.
Presentano
caratteristiche
diverse in punti
diversi Es. acqua
e olio, sabbia,
latte, maionese,
nebbia, fumo, ….
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizi
5%J!CGAAI4I@GJCHJAFADGE7HJ0=IJHCHE@GDHJEHCCHJ@GDH8FBIHJ<BI>GJ:IADH;JHCCGJ@FCFEEGJFAAHB:G7IFEIJIE?I@GDHJICJ>FDI:FJ?HCCG
@CGAAI4I@G7IFEHJ
Sostanza
Elemento
Composto
M. Omogeneo
M eterogeneo
Osservazioni
5$
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2%JBF:GJEHCJ:F@G3FCGBIFJCHJ?H4IEI7IFEIJappropriate <HBJIJAH8=HEDIJ:F@G3FCI
5;J?IA<HBAIFEH
2;JAFA<HEAIFEH
1;JH>=CAIFEH
Le sostanze pure
Le sostanze pure :HE8FEFJ@CGAAI4I@GDHJ@F>HJAFADGE7HJelementari6J@IF/J@FADID=IDHJ?GJGDF>IJD=DDIJ=8=GCI6JFJAFADGE7H
composte @FADID=IDHJ?GJGC>HEFJ?=HJHCH>HEDIJ?I:HBAI%;J
Le sostanze composte6J<FAAFEFJHAAHBHJ=CDHBIFB>HEDHJAH<GBGDHJEH8CIJHCH>HEDIJ@FADID=HEDIJGDDBG:HBAFJprocedimenti chimici;J
I Miscugli
-GJ >GDHBIGJ AIJ <BHAHEDGJ AFCIDG>HEDHJ AFDDFJ 4FB>GJ ?IJ miscele @F><CHAAH6J @9HJ <FAAFEFJ HAAHBH
omogenee (miscele in cui le proprieta' chimico-fisiche non dipendono dal punto in cui vengono
misurate) EFB>GC>HEDHJ@F><FADHJ?GJuna fase (porzione di materia omogenea in ogni sua parte
,cioe' le sue proprieta' chimiche e fisiche non dipendono dal punto in cui vengono misurate) F
eterogenee (miscele in cui e' possibile identificare porzioni aventi proprieta' chimico-fisiche diverse);
Il petrolio è una miscela omogenea
L'acqua e l'olio assieme formano una miscela eterogenea
-HJ>IA@HCHJ:HE8FEFJAH<GBGDHJGDDBG:HBAFJ<BF@H?=BHJ3GAGDHJA=CCHJ?I:HBAHJ<BF<BIHD&J4IAI@9HJHJ@9I>I@9HJ?HIJCFBFJ@FADID=HEDI;
-,I>>G8IEHJAFDDFJ?HA@BIDDG6JICC=ADBGJIEJ>F?FJA@9H>GDI@FJIJ:GBIJADG?IJ?HCJ<BF@HAAFJ?IJAH<GBG7IFEHJ?HCCGJ>GDHBIGJ FJ?HI
>GDHBIGCI%JEHIJCFBFJ@F><FEHEDI;JHCCGJ<BI>GJ4GAH6JCGJ>IA@HCGJ:IHEHJA=??I:IAGJIEJAFADGE7HJ<=BHJ>H?IGEDHJmetodi fisici6J@F>H
G?JHAH><IF CGJ?IADICCG7IFEH6J@9HJ@FEAHEDHJCGJAH<GBG7IFEHJ?IJAFADGE7HJ@FEJ=EGJ?I:HBAGJDH><HBGD=BGJ?IJH3FCCI7IFEH;
2.1.3 METODI FISICI DI SEPARAZIONE
Decantazione o sedimentazione
HDF?FJ>H@@GEI@FJ?IJAH<GBG7IFEHJ?IJ<GBDI@HCCHJAFCI?HJ?GCJCI0=I?FJIEJ@=IJAFEFJAFA<HAH6JJA4B=DDGE?FJCGJAFCGJ4FB7GJ?IJ8BG:ID&;
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Filtrazione
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Centrifugazione
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Estrazione
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2'
Book in
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Cromatografia
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Distillazione
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CI0=I?H;J-GJ:FCGDICID&JBG<<BHAHEDGJCGJDHE?HE7GJG?JH:G<FBGBH;JJ<I#JGCDGJ<HBJIJCI0=I?IJGJ3GAAFJ<=EDFJ?IJH3FCCI7IFEH;
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AFEFJ:FCGDICI6JCGJAH<GBG7IFEHJ?GCJAFC:HEDHJ/J@F><CHDG;J
MISCELE ETEROGENEE
decantazione
estrazione con solvente
filtrazione
centrifuga
MISCELE OMOGENEE
cromatografia su carta
distillazione
cromatografia su colonna
Metodi
fisici
Miscugli
(omogenei o eterogenei)
Sostanze pure
(composte)
Metodi
chimici
Elementi
25
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
22
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progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unità 2.2
Trasformazioni fisiche e chimiche
É stato precedentemente detto che la materia è tutto ciò che occupa spazio, possiede massa ed energia e che può
anche non essere percepita dai nostri sensi. Essa può trasformarsi in modo naturale (le nubi derivano dalla trasformazione
naturale dell’acqua presente sul nostro pianeta che subisce cambiamenti di temperatura per effetto dell’alternarsi del
caldo e del freddo), oppure in modo indotto (una tazzina di latte diventa dolce se , al mattino, tu aggiungi alla stessa
dello zucchero). Le stesse trasformazioni, naturali o indotte potranno a loro volta differenziarsi in trasformazioni fisiche e
trasformazioni chimiche.
Trasformazioni della materia
Fisiche
Chimiche
Nell’immagine, l’olio che galleggia sull’acqua ed il legno che
brucia trasformandosi in anidride carbonica e acqua
rappresentano due trasformazioni diverse.
La prima rappresenta un fenomeno fisico, la seconda un
fenomeno chimico chiamata comunemente reazione chimica
La sostanza meno densa (l’olio) galleggia su quella più densa
(l’acqua)
Questo è un fenomeno fisico
Il fuoco è un fenomeno chimico
2.2.1 TRASFORMAZIONI FISICHE
Le trasformazioni fisiche sono quelle in cui la materia cambia il suo stato di aggregazione e non la sua composizione.
Trasformazioni della materia da uno stato di aggregazione ad un altro sono chiamati passaggi di stato.
In generale, fornendo ad un corpo energia sotto
forma di calore si favorisce il passaggio da uno
stato di aggregazione in cui le particelle sono
associate in modo compatto e ordinato (solido) a
stati in cui sono associate in modo meno compatto
e ordinato (liquido e aeriforme).
Il contrario avviene sottraendo calore.
I passaggi avvengono ad una certa pressione e a
temperatura costante detta temperatura di
fusione nel passaggio da solido a liquido, e
temperatura di ebollizione nel passaggio da
liquido a vapore
Attenzione a non confondere il calore con
la temperatura! Sono concetti correlati ma diversi.
Il calore è una forma di energia che si trasferisce spontaneamente da un corpo a
temperatura maggiore ad uno a temperatura minore.
Il calore è una variabile estensiva.
Lo strumento che misura il calore è il calorimetro.
Le più usate unità di misura del calore sono: il Joule e la caloria.
21
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
La temperatura è la misura del trasferimento del calore.
La temperatura è una variabile intensiva.
Lo strumento di misura della temperatura è il termometro.
Le più usate unità di misura della temperatura sono i gradi Kelvin,i gradi Celsius e
i gradi Fahrenheit.
Fusione e solidificazione hanno in comune il punto di fusione, cioè la temperatura alla quale un solido inizia a fondere,
cioè diventare liquido se riscaldato e la temperatura alla quale un liquido inizia a solidificare se raffreddato. Per esempio
il punto di fusione dell'acqua è 0°C. Il punto di fusione dipende dalla pressione. I pattinatori scivolano sul ghiaccio perché
la fortissima pressione esercitata dalla lama sul ghiaccio fa si che il punto di fusione della coppia ghiaccio/acqua si
abbassi e di conseguenza il ghiaccio fonde formando una pellicola di acqua sulla quale si scivola.
Condensazione ed ebollizione hanno analogamente in comune il punto di ebollizione. Questo è fortemente dipendente
dalla pressione ambientale alla quale si esegue il processo. Per esempio in montagna la pressione atmosferica è inferiore
e per questo anche il punto di ebollizione è inferiore. Dunque, essendo più bassa la temperatura dell’acqua che bolle, ci
vuole più tempo per cuocere gli spaghetti....(e tutti gli altri alimenti). Un curioso fenomeno fisico - gastronomico dovuto
alla pressione è per esempio quello che riguarda le uova: in cima al Monte Bianco non si possono fare le uova sode.
Infatti per ottenerle occorre una temperatura di 100°C e invece l'acqua lassù bolle a circa 80 °C, non sufficiente a produrre
la trasformazione chimica che noi chiamiamo "fare le uova sode".
Sublimazione è quel processo che trasforma direttamente un solido in un gas. A livello industriale è importantissima.
La liofilizzazione non è nient'altro che un metodo che prevede prima il congelamento dell’alimento e successivamente la
sublimazione. Infatti per rimuovere l'acqua contenuta si procede dapprima a congelare gli alimenti, quindi congelare
l’acqua in essi contenuta e successivamente far sublimare l’acqua congelata lavorando sotto vuoto. Altro esempio di
sublimazione è la trasformazione delle palline di naftalina (allo stato solido), che vengono poste nei vestiti per prevenire
le tarme; esse subiscono con il calore della stanza la trasformazione diretta in vapore senza passare dallo stato liquido
Brinamento è quel fenomeno che si osserva d'inverno quando l'acqua aeriforme contenuta nell'aria a contatto con
superfici che hanno una temperatura inferiore a 0° si trasforma in ghiaccio (brina). Attenti a distinguere la brina formata
per brinamento (ghiaccio polveroso, neve), dal ghiaccio formato per solidificazione dell'acqua, che ha una consistenza
molto diversa (lastra ghiacciata).
Approfondimento: In laboratorio potrai verificare che la temperatura alla quale avvengono i passaggi di stato
rimane costante fin quando tutta la sostanza non ha cambiato stato di aggregazione. Il calore che viene fornito
o sottratto serve a indebolire o rafforzare i legami tra le molecole e si chiama calore latente.
Temperatura (°C)
Il passaggio di stato
Fusione
ghiaccio
Tf (0°C a P=1 atm)
ghiaccio + acqua
ghiaccio + acqua
ghiaccio
tempo di riscaldamento (min)
2+
acqua
SOSTA TERMICA
La curva di fusione del ghiaccio
(curva di riscaldamento di un solido)
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2.2.2 TRASFORMAZIONI CHIMICHE
Le trasformazioni chimiche sono quelle in cui la sostanza cambia la propria composizione, tali trasformazioni, chiamate
reazioni chimiche, comportano una variazione della composizione chimica delle sostanze originarie (Reagenti), con la
formazione di nuove sostanze (Prodotti):
A
+
B
Reagenti
C
+
D
Prodotti
La freccia evidenzia l’andamento della reazione e indica che i reagenti si trasformano in prodotti.
Esercizio
Esegui i seguenti esperimenti, classificali in trasformazioni fisiche e chimiche e riporta le osservazioni in tabella. Cosa
accade? Formi nuove sostanze? E’ un processo reversibile?
Esperimento
Trasformazione fisica
Trasformazione chimica
Osservazioni
2.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizi
• Passaggi di stato
Associa le parole di destra con quelle di sinistra
solido
liquido
sublimazione
aeriforme
solido
condensazione
liquido
aeriforme
evaporazione/ebollizione
solido
aeriforme
brinamento
aeriforme
liquido
fusione
• Come è fatta la materia
Riempi gli spazi vuoti con la parola giusta
1) I corpi che hanno un volume proprio ma non forma propria sono______________
2) I corpi______________hanno forma e volume proprio
3) Tutto ciò che ha una massa ed occupa un certo volume si definisce______________
4) Quando un corpo passa dallo stato solido a quello aeriforme (come ad esempio la naftalina) si ha un passaggio di
stato detto______________
5) La______________è il passaggio dallo stato aeriforme a quello liquido
6) I materiali puri vengono chiamati dai chimici con il nome di______________
7) La limatura di ferro e lo zolfo in polvere costituiscono un miscuglio______________
• Miscugli eterogenei, miscugli omogenei, sostanze pure:
indica per ciascun materiale di cosa si tratta con la lettera relativa
A Miscuglio eterogeneo
B Miscuglio omogeneo
1. Nebbia
2. Ghiaccio
3. Spremuta di arancia
4. Ossigeno
5. Acqua distillata
6. Ottone ( lega rame-zinco)
7. Marmo
8. Coca Cola
9. Latte
10. Schiuma
11. Diamante
2*
C Sostanza pura
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
• Miscugli eterogenei e miscugli omogenei
indica per ciascuna caratteristica se si riferisce ad eterogeneo oppure omogeneo un miscuglio
1. I componenti si mescolano così bene
che non si distinguono più
A. eterogenei
B. omogenei
4. I componenti possono essere separati
mantenendo immutate le loro proprietà
A. eterogenei
B. omogenei
2. Hanno le stesse proprietà in qualsiasi punto
A. eterogenei
B. omogenei
5. componenti mantengono le proprie caratteristiche
e si possono individuare
A. eterogenei
B. omogenei
3. I componenti possono essere separati
se si cambia lo stato di aggregazione
o si sfrutta la loro diversa solubilità
A. eterogenei
B. omogenei
• Miscugli e sostanze
indica se le affermazioni sono vere o false
1. La cromatografia è un metodo per separare i diversi soluti presenti in un miscuglio omogeneo
V F
2. Il passaggio di stato solido -aeriforme si chiama sublimazione
V F
3. L'aria che respiriamo è un miscuglio omogeneo
V F
4. Per rendere limpido il vino si può far ricorso alla decantazione
V F
5. Il fumo è materia, l'aria non lo è
V F
6. I miscugli eterogenei liquido-solido possono essere separati per filtrazione
V F
7. La miscela del motorino è una soluzione liquido-liquido
V F
8. Il suono non è materia
V F
9. Nei miscugli omogenei i componenti si mescolano così bene che perdono alcune delle loro proprietà V F
• Separazione dei miscugli
Le affermazioni sulla sinistra si riferiscono ciascuna ad un metodo di separazione tra quelli elencati sulla destra.
Effettua gli opportuni collegamenti
i vapori che si formano vengono convogliati nel condensatore
dove il raffreddamento li trasforma nuovamente in liquido
che si raccoglie goccia a goccia
Tramite un opportuno solvente si separa o recupera uno dei
componenti del miscuglio (con questo metodo si prepara
per es. il caffè decaffeinato)
Le particelle solide si depositano lentamente e
spontaneamente sul fondo
Le particelle solide(soluto) vengono trattenute
mentre il solvente
Il componente a densità maggiore si ritrova in fondo alla
provetta
gascromatografia
decantazione
estrazione con solvente
distillazione
filtrazione
Con questo metodo si analizzano (separano) i componenti
inquinantidell'aria
flottazione
Mediante l’azione di un flusso di aria o acqua è possibile
separare per esempio le pepite d'oro dalla sabbia
evigazione
In un miscuglio finemente polverizzato i componenti vengono
separati in base alle loro proprietà idrofile o idrofobe
centrifugazione
2)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
• Proprietà estensive ed intensive della materia
Indica se le proprietà sotto descritte sono estensive oppure intensive
A estensiva
B intensiva
1. densità
2. concentrazione di una soluzione
3. volume
4. peso
5. temperatura
6. peso specifico
7. massa
8. calore ( energia termica posseduta da un corpo)
• Fenomeni chimici e fisici
Indica trai i sottostanti fenomeni quali sono reazioni chimiche e quali non lo sono
A Fenomeno chimico
C Fenomeno fisico
1. l’arrugginimento di un chiodo
2. lo sbriciolamento di un sasso
3. le batterie del walkman che si consumano
4. la legna che brucia
5. l’arcobaleno dopo la pioggia
6. la trasformazione del vino in aceto
7. le nubi che si trasformano in pioggia
8. la sublimazione della naftalina
9. la digestione di un panino
10. la produzione del sale dall’acqua di mare
11. la fermentazione del mosto nella produzione del vino
2(
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• Reazioni chimiche
Associa le sigle di destra con le parole di sinistra
sostanza aeriforme
sostanza in soluzione acquosa
sostanza solida
(aq)
(s)
sostanza in soluzione qualsiasi
(l)
sostanza liquida
(g)
(sol)
• Il linguaggio della chimica: elementi e composti
(alfabeto - atomo - combinazione - composizione - composti - elementi - formula - nucleari - simbolo)
Le sostanze che sono scomponibili in altre sostanze si chiamano__________________, quelle che non sono
scomponibili in altre sostanze sono chiamate__________________.
Gli__________________sono poco più di un centinaio; tra questi solo 89 sono presenti in natura, gli altri sono prodotti
artificialmente attraverso particolari trasformazioni dette reazioni__________________
Gli elementi costituiscono una specie di__________________della materia, dalla loro__________________si sono formati
tutti i milioni di composti presenti in natura o fabbricati dall'uomo.
Ad ogni sostanza (elemento o composto) è stata assegnata una__________________chimica che ne rappresenta
la__________________chimica a livello elementare (indica cioè da quali elementi chimici è composta).
Quando la più piccola particella che identifica un elemento è l’__________________, la formula chimica coincide con
il__________________stesso dell'elemento.
• Velocità di una reazione
Metti in ordine le reazioni chimiche dalla più lenta alla più veloce
A) combustione di un foglio di carta
B) arrugginimento di una bicicletta
C) formazione dei giacimenti di petrolio
D) stagionatura di un prosciutto
E) digestione di una piatto di lasagne
F) corrosione dei monumenti a causa delle piogge acide
G) scoppio di un petardo
2$
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BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
CALORE
il calore è una forma di energia che si può trasferire spontaneamente da un corpo
più caldo ad uno più freddo. La sua unità di misura secondo il S.I. è il Joule.
ENERGIA
è la capacità di un corpo di compiere un lavoro o di produrre calore.
LAVORO
si definisce “lavoro” una forza associata ad uno spostamento.
La sua unità di misura secondo il sistema internazionale è il Joule.
MASSA
PESO
è quella forza che attrae i corpi verso il centro della terra.
REATTIVITA’
per reattività si intende la tendenza di una specie chimica a reagire con un’altra specie
chimica. Si tratta quindi di un concetto relativo ad una sostanza nei confronti di
un’altra sostanza (reagenti).
STATI DI
AGGREGAZIONE
gli stati di aggregazione della materia riflettono il grado di interazione fra le particelle.
Essi sono tre: stato solido, liquido e aeriforme. Oggi si conosce anche il plasma
che possiamo definire come un gas ad altissima temperatura
STRUTTURA
CHIMICA
la struttura chimica di una molecola è riferibile alla disposizione spaziale degli atomi
che la compongono.
TEMPERATURA
rappresenta la misura del trasferimento di calore da un corpo a un altro. La sua unità
secondo il S.I. è il Kelvin (K).
TEMPERATURA
CRITTICA
è quella temperatura oltre la quale l’aeriforme non è condensabile anche se
sottoposto ad alte pressioni.
TRASFORMAZIONE
(REAZIONE) CHIMICA
è una trasformazione della materia che avviene quando due o più sostanze (reagenti)
modificano la loro composizione originaria e la loro struttura per dare sostanze
diverse (prodotti), pur non producendo una variazione complessiva della massa.
TRASFORMAZIONE
FISICA
è una trasformazione che non cambia la natura delle sostanze coinvolte ma solo il
loro aspetto fisico.
VOLUME
1'
è la quantità di materia di cui è costituito un corpo.
è lo spazio occupato da un corpo. Si misura in m3 (S.I.).
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 3
L’atomo
Ogni scoperta scientifica avvia l’uomo verso percorsi il cui limite è imprevedibile: a lui la scelta tra il bene e il male
•
Prime ipotesi sulla
costituzione della
materia
•
3.3 La radiazione
elettromagnetica:
verso i numeri quantici
•
3.5 Numero atomico, numero
di massa, isotopi, massa
atomica e molecolare
•
3.1 Leggi della chimica e
primo modello atomico
•
3.2 I componenti
dell’atomo e i modelli
atomici classici
•
•
3.6 Simbologia chimica
•
3.4 Modelli atomici
quantistici semiclassici e
modelli atomici
quanto-meccanici
Esercizi
Prime ipotesi sulla costituzione della materia
COME E’ FATTA LA MATERIA?
Le prime ipotesi sulla composizione della materia furono avanzate in Grecia, la culla del pensiero filosofico e vertevano
essenzialmente su due domande che i filosofi greci si ponevano:
a) la materia nella sua complessità è composta da qualcosa di semplice?
b) la materia è continua o discontinua?
Il tentativo di ricondurre l'enorme quantità e varietà di materia di cui abbondava la terra, alla combinazione di poche
sostanze semplici era alla base delle risposte possibili alla prima domanda sopra proposta. I primi tentativi effettuati sono
da ascrivere a Talete (624-546 a.C.) che individuò nell'acqua il principio primo “elemento”; in seguito fu Anassimene
(586-528 a.C.) che lo identificò nell'aria, ed infine l'ipotesi che resse fino al medioevo, fu quella di Empedocle (490-430
a.C.), secondo la quale tutta la materia era composta da quattro sostanze fondamentali ed elementari “elementi”: l'aria,
l'acqua, la terra e il fuoco.
TERRA
ARIA
ACQUA
FUOCO
Alla seconda domanda, sopra proposta, dette una risposta Democrito di Abdera (V sec a.C.) che “ritenne la materia
discontinua e sostenne l'esistenza di minuscole particelle, chiamate atomi”.
Il concetto di atomo (dal greco "atomòs", "indivisibile") quale costituente della materia venne ipotizzato nel 450 a.C.
da Leucippo, fondatore della teoria "atomistica" e ribadito nel 420 a.C. dal suo allievo Democrito, che giunse ad
affermare:”In verità esistono solo atomi e il vuoto” (in questo senso la materia è discontinua).
15
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Democrito aveva la fama
di voler assegnare leggi casuali
alla natura
“Democrito che ‘l mondo a caso pone … ”
Dante - IV canto dell’Inferno
Democrito(Abdera, 460 a.C. – 360°.C.)
Le idee di Democrito sopravvissero nei secoli e furono divulgate nel mondo latino, nel "De Rerum Natura",da Tito Lucrezio
Caro (95-55 a.C.).
Circa un secolo dopo Epicuro (Samo, 341 -271°.C.) accoglie e rielabora la teoria atomistica che sintetizza nella sua
splendida “Lettera ad Erodoto”.
Dall’uso della ragione al metodo scientifico
La comparsa di una cultura improntata per la prima volta all'uso della logica si deve ad Aristotele (384-322 a.c.).
Leonardo da Vinci (1452-1519)
si appropriò del pensiero ipotetico - deduttivo greco aristotelico, e contribuì a porre le basi del metodo scientifico.
Leonardo affermò l'importanza di due fattori:
a) la sperimentazione, perché non basta ragionare e fare uso dei concetti se poi non li si mette alla prova;
b) la dimostrazione matematica, come garanzia di rigore logico.
Secondo Leonardo, infatti, ogni fenomeno in natura avviene secondo leggi razionali che governano le sue manifestazioni
esteriori.
«Nessuna umana investigazione si può dimandare vera scienza, s'essa non passa per le matematiche dimostrazioni.»
Leonardo da Vinci
Galileo Galilei (1564-1642) evolvendo il pensiero di Leonardo, fu il primo ad introdurre formalmente il metodo scientifico.
Per lo scienziato pisano il libro della natura è scritto secondo leggi matematiche e per poterle capire è necessario eseguire
esperimenti con gli oggetti che essa, ci mette a disposizione.
Unità 3.1
Le Leggi della chimica e il primo modello di atomo
3.1.1 QUALI SONO LE PRIME LEGGI DELLA CHIMICA?
Le prime definizioni moderne di atomi e di elementi si devono a I. Newton ed a R. Boyle.
Per R.Boyle (1627-1691)
“gli elementi sono corpi semplici, ingredienti di cui i corpi misti sono costituiti”
Per I.Newton (1642-1727)
“gli atomi, considerati come sfere piccolissime, dominate solo da forze attrattive e repulsive”
La chimica, secondo il pensiero scientifico, ha inizio verso la fine del ‘700 quando nella scuola francese vengono elaborate
le prime leggi che spiegavano alcuni comportamenti regolari delle sostanze ed in particolare si riuscì a capire il significato
dei rapporti di combinazione tra le sostanze che reagiscono.
Il rapporto di combinazione non è altro che un rapporto di proporzionalità.
Una proporzione è una uguaglianza tra frazioni: 10/2 = 20/4
Nella quotidianità usiamo le proporzioni senza esserne consapevoli! Facciamo una torta per 4
persone: 2 uova + 200g di farina
Le proporzioni tra ingredienti
non cambiano
Facciamo una torta per 8 persone: 4 uova + 400g di farina
Le regolarità osservate nel comportamento della materia durante le sue trasformazioni furono espresse attraverso una
serie di leggi quantitative che costituirono i presupposti alla formulazione della teoria atomica e della prima dimostrazione
scientifica dell’ esistenza dell’atomo.
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Lavoisier chimico francese, considerato il primo vero chimico sperimentale ed il fondatore della chimica moderna,
applicò in modo rigoroso il metodo sperimentale alla pratica del laboratorio, attraverso l’azione di strumenti di misura e
dei relativi calcoli. I fenomeni di fusione dei metalli in cui si producevano scorie, dette (per tutto il ‘600) calci, più pesanti
dei metalli stessi, ponevano grossi problemi interpretativi in quanto contrastavano, ad esempio, con il fenomeno della
combustione ( il legno che brucia), che provocava invece una perdita, apparente, di peso durante la trasformazione.
Pesando accuratamente reagenti e prodotti di reazione , Lavoisier dimostrò che le calci (chiamati oggi, ossidi) pesano di
più dei metalli di partenza perché sono combinazioni del metallo con l'ossigeno atmosferico, portando al definitivo
abbandono della teoria del flogisto ( dal termine greco indicante fiamma), che Sthal definiva “qualcosa che usciva quando
i metalli bruciavano restituendo alla materia peso ed entrava quando le scorie venivano trattate con carbone per riformare
il metallo diminuendone il peso”.
Nel 1789 Lavoisier riuscì ad interpretare i fenomeni di fusione e di combustione da un punto di vista quantitativo e a lui
si deve l’elaborazione della nota legge:
Legge di conservazione della massa:
“In una trasformazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti”
Fu chimico, biologo,filosofo, economista e persino esattore delle imposte!
Divenne membro dell’Accademia Francese delle Scienze a soli 25 anni
Lavoisier (Parigi, 1743 – Parigi,1794)
In altre parole la massa di ciò che c’è all’inizio di una trasformazione chimica…
è uguale alla massa di ciò che si forma alla fine
Es:
Idrogeno ( 1g.) + Ossigeno ( 8g.) = Acqua ( 9g.)
Nel 1799,un altro chimico francese, Proust, attraverso gli studi di Lavoisier arrivò ad enunciare:
Legge delle proporzioni definite:
In un composto, gli elementi che lo costituiscono sono presenti secondo rapporti in
peso costanti e definiti”
Joseph Louise Proust fu capo farmacista alla Salpêtrière. Si dedicò agli studi sull’urina,
sull’acido fosforico e sull’allume. Studiò la possibilità di sostituire l’idrogeno all’aria
rarefatta negli aerostati.Si trasferì in Spagna dove fece il professore di chimica.
Proust (Angers,1754 -1826)
11
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Ad esempio:
Consideriamo la seguente reazione:
1
O2 + H2 H2O
2
Ossigeno
Se in 18 g di acqua ci sono 16 g di
ossigeno e 2 grammi di idrogeno in 36 g
di acqua ci saranno 32g di ossigeno e 4g
di idrogeno.
+
16g
2g
Ossigeno
+
Ossigeno
+
16g
Ossigeno
18g
3g
+
4g
idrogeno
idrogeno
2g
acqua
18g
idrogeno
32g
mentre se 16 g di ossigeno
reagiscono con 3 g di idrogeno
si formeranno sempre 18 g di
acqua e 1 g di idrogeno non
reagito; se 2g di idrogeno
reagiscono con 18 g di
ossigeno si formeranno ancora
18 g di acqua e 2 g di ossigeno
non reagito.
idrogeno
acqua
36g
acqua
idrogeno
18g
1g
acqua
ossigeno
18g
2g
Nei primi anni dell’ottocento (1808) un fisico e chimico inglese J.Dalton osservò che certe coppie di elementi si
combinavano tra loro in varie proporzioni formando composti differenti ed enunciò la legge nota come:
Legge delle proporzioni multipl:
quando due elementi si combinano fra loro in differenti proporzioni per formare composti
diversi, le quantità di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra
loro in rapporti espressi da numeri interi piccoli.
Chimico, fisico, meteorologo e insegnante.
Insegnava già a 12 anni presso una scuola privata
Dalton (Eaglesfield, 1766 – Manchester, 1844)
Un esempio:
il carbonio e l’ossigeno danno origine a due composti gassosi con proprietà differenti, rispettivamente il monossido di
carbonio ( CO ) e il diossido di carbonio ( CO2).
C + 1/2 O2 CO
e
C + O2
CO2
3g
4g
7g
3g
8g
11g
Le quantità di ossigeno che possono combinarsi con una quantità fissa di carbonio stanno tra di loro nel rapporto 8: 4
cioè 2 :1
Quanto osservato da Dalton si accordava perfettamente con le leggi precedenti e ciò lo portò a introdurre la prima teoria
atomica basata su fondamenti scientifici.
1+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
3.1.2 MODELLO ATOMICO DI DALTON
Tutti i dati sperimentali rivenienti dalle leggi di Lavoisier, Proust e Dalton non erano in grado di dimostrare l'esistenza
degli atomi, ma potevano essere spiegati solo se si accettava il modello atomico proposto da Dalton nel 1808 e così
sintetizzabile:
• Gli atomi sono particelle indivisibili e indistruttibili
• Un atomo di un elemento non si può trasformare in altri elementi
T• utta la materia è costituita da atomi piccolissimi di diversi elementi
• Gli atomi non si creano né si distruggono ma si trasferiscono da un composto ad un
altro conservando la propria identità
Come è schematizzato in figura vari atomi si combinano tra loro per formare composti
diversi ma nei composti che formano conservano sempre la loro identità
Dall’atomo alla molecola
I dati sperimentali che emergevano dallo studio delle reazioni gassose modificarono ben presto il modello atomico
riveniente dalla teoria atomica daltoniana.
La parola gas, coniata per la prima volta da Van Helmont ai primi del ‘700, era una deformazione della parola caos
(disordine ).
Questa parola rappresentava al meglio le caratteristiche delle sostanze che avrebbero avuto un ruolo fondamentale nella
formulazione della teoria atomico-molecolare.
L'aria, il primo gas conosciuto, non era concepita come sostanza attiva da un punto di vista chimico (non si trasformava),
ma semplicemente come un mezzo che occupava lo spazio vuoto ed analoga valutazione fu data ai gas scoperti in
seguito.
Nel 1755 J.Black (1728-1799) annunciò la scoperta di un gas diverso dall'aria che chiamò aria fissata (l’attuale anidride
carbonica o biossido di carbonio CO2).
Nel 1755 il chimico svedese C.W.Scheele, sfruttando gli studi e le ricerche di Priestley e di Lavoisier scoprì l'ossigeno.
Nel 1766 H.Cavendish (1731-1810) comunicò alla Royal Society la scoperta dell'aria infiammabile (Idrogeno), ottenuta
facendo reagire metalli con acidi e nel 1784 lo stesso Cavendish riuscì a dimostrare che il prodotto della combustione
dell'aria (ossigeno) con aria infiammabile (Idrogeno) era l'acqua.
Priestley (1733-1804) dimostrò che i vegetali sono in grado di risanare l'aria fissata (anidride carbonica) prodotta dalla
combustione delle candele o dalla respirazione umana ed animale.
1.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
3.1.3 TEORIA ATOMICO – MOLECOLARE
La teoria atomico-molecolare trasse origine dagli studi sui gas effettuati da Gay-Lussac e che portarono alla elaborazione
di una legge sui rapporti volumetrici.
Legge dei rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti (Gay Lussac 1808)
La sintesi dei lavori proposti da Gay-Lussac può essere descritta da questa affermazione che costituisce l’essenza della
sua legge
“I volumi delle specie chimiche gassose che partecipano ad una reazione stanno tra loro sempre in rapporto
numerico semplice”
Ad esempio Gay-Lussac notò
sperimentalmente che facendo reagire:
Ossigeno
1 litro di Ossigeno + 2 litri di Idrogeno =
2 litri di vapor d’acqua
1 litro (gas)
2 litri di Ossigeno + 4 litri di Idrogeno =
4 litri di vapor d’acqua
Ossigeno
2 litri
+
idrogeno
2 litri (gas)
+
idrogeno
4 litri
acqua
2 litri (gas)
acqua
4 litri
La teoria atomica daltoniana che spiegava bene la legge di Proust delle proporzioni multiple e definite, non era in grado
di spiegare le regolarità incontrate da Gay-Lussac (1778-1850) nello studio delle reazioni gassose.
Infatti, partendo dal presupposto che anche i gas siano costituiti da atomi, la teoria atomica può cercare di giustificare i
risultati ottenuti da Gay-Lussac in due modi:
1) il volume è proporzionale alla massa degli atomi
Il volume occupato da 2 litri di gas è costituito da particelle di massa doppia rispetto a quello che occupa 1 litro .
Secondo questa ipotesi però il gas che si forma, essendo costituito dalla somma delle masse (legge di Lavoisier) dei gas
che si uniscono, dovrebbe occupare un volume pari a 3 litri, in netto contrasto con l'esperienza.
2) il volume è proporzionale al numero degli atomi
Il gas che occupa 2 litri è costituito da un numero di particelle doppio rispetto al gas che occupa 1 litro. In tal caso tuttavia
per ogni atomo del primo gas che si unisce con 2 atomi del secondo gas si dovrebbe formare una particella del gas
finale. Quest'ultimo dovrebbe pertanto occupare un volume pari ad 1 litro.
Così in entrambi i casi l'interpretazione del modello atomico non sarebbe in grado di spiegare il comportamento
quantitativo delle reazioni gassose.
Si deve ad Amedeo Avogadro (1776-1856), attraverso una sua legge, la modifica della teoria di Dalton per rendere il
modello atomico utilizzabile.
La sintesi dei lavori proposti da Avogadro può essere descritta da questa affermazione che costituisce l’essenza della
sua legge:
“volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione devono contenere lo stesso
numero di particelle”
Tali particelle non devono però necessariamente essere elementari (atomi), ma possono anche essere gruppi di atomi
(molecole).
In tal modo la reazione gassosa precedente potrà essere scritta così:
+ 2H2 =
2H2O
O2
se ne deduce che l’Ossigeno e l’Idrogeno devono essere costituiti non da atomi singoli, ma da molecole biatomiche e
che l’acqua è una molecola triatomica formata da 2 atomi di Idrogeno ed 1 di Ossigeno.
1*
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L'ipotesi di Avogadro, fu confermata quasi cento anni dopo, nel 1858,da Stanislao Cannizzaro (1826- 1910) uno
scienziato italiano che, ne verificò definitivamente la validità attraverso una serie di esperimenti.
La teoria atomico-molecolare, come era stata proposta da Avogadro, aprì così la strada alla possibilità di pesare
atomi e molecole, e portato ulteriori conferme all'esistenza degli atomi.
Unità 3.2
I componenti dell’atomo e i modelli atomici classici
Una volta dimostrata l'esistenza dell'atomo, era necessario mettere a punto un modello che ne descrivesse la sua
costituzione nello spazio.
Cannizzaro si interessò solo marginalmente di questo argomento , ma al pari dei suoi colleghi della seconda metà
dell’800, ipotizzò che l’atomo, definito unità elementare della materia,assomigliasse alla luna e che avesse come forma
geometrica la più semplice e cioè quella di una sfera.
I risultati delle scoperte che, nello stesso periodo, furono segnalate alla comunità scientifica ponevano, comunque, seri
dubbi sulla possibilità che l’atomo fosse assimilabile ad una pallina di materia.
I primi dubbi si ebbero con la scoperta dell’elettrone e la dimostrazione che tale particella poteva essere estratta da
qualsiasi tipo di atomo. Pertanto tale particella doveva essere considerata un costituente comune di tutti gli atomi.
3.2.1 I FENOMENI ELETTRICI
Era già noto ai Greci che l’ambra strofinata con un panno di
lana era in grado di attrarre peli e steli di paglia.
ambra
Anche altre sostanze come il vetro presentavano lo stesso comportamento dell’ambra (in greco “electron”) e tali fenomeni
vennero chiamati elettrici.
Questi comportamenti vennero considerati una semplice curiosità per molti secoli. Solo a partire dal XVII secolo vennero
studiati e spiegati ammettendo la produzione, durante lo strofinio, di cariche elettriche.
Poiché ambra e vetro elettrizzati attraevano sostanze diverse si attribuì valore positivo alla carica dell’ambra e negativo
a quella del vetro (quindi i segni attribuiti alle cariche elettriche sono convenzionali: frutto di un accordo raggiunto nella
comunità scientifica).
Lo studio dell’interazione tra gli oggetti carichi consentì di concludere che:
• cariche elettriche di segno opposto si attraggono
• cariche elettriche dello stesso segno si respingono
• le cariche elettriche possono passare da un corpo all’altro
un corpo che possiede un ugual numero di cariche di segno opposto è neutro
• la forza che agisce tra due cariche elettriche è direttamente proporzionale al prodotto dei loro valori
(Q1 e Q2) e inversamente proporzionale al quadrato della loro distanza( r2) (Legge di Coulomb)
LEGGE DI COULOMB
F=
1
4πε•
•
Q1 • Q2
r2
K = costante di coulomb
Si tratta di un coefficiente di proporzionalità
che dipende dal mezzo in cui le cariche si
trovano e dal sistema di unità di misura usato
L'elettrizzazione per strofinio, dimostrò che l’elettricità, in tutti i suoi aspetti, era un fenomeno così diffuso da far pensare
che essa dovesse trovare una spiegazione nella natura della materia, e che i costituenti intimi della stessa (gli atomi)
avessero una natura elettrica.
1)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Come è stato scoperto l’elettrone?
Nella prima metà dell’800 Faraday e Plücker, effettuando esperienze di scariche elettriche, in atmosfera di gas rarefatti (a
bassa pressione) il primo, ed usando un magnete il secondo, notarono strani fenomeni quali striature, che non riuscirono
ad interpretare.
Nella seconda metà dell’800 J.W.Hittorf lavorando, sembra casualmente, con tubi in cui era fatto un vuoto più spinto iniziò
a vedere dei raggi.
L'apparecchiatura utilizzata da Hittorf, ideata da Crookes (tubo di Crookes), era costituita da un tubo di vetro alle cui
estremità erano saldati due elettrodi metallici collegati ad un generatore di corrente continua con una differenza di potenziale
di circa 10.000 volts.
All'interno del tubo era presente un gas rarefatto (a bassa pressione) e sostituito ad esperimento terminato con altro gas.
La pressione del gas era di circa ½ atm ed in queste condizioni, attivando il generatore elettrico tra i due elettrodi si
producevano normalissime scariche elettriche.
Abbassando il valore della pressione del gas (veniva tolta aria fino alla pressione desiderata attraverso una pompa
aspirante) le scariche scomparivano ed appariva una luminosità crescente tanto più grande quanto minore era la pressione
del gas.
A valori molto bassi la luminosità interessava tutto il
gas, ed in queste condizioni il vetro di fronte al
catodo emetteva una debolissima luminescenza
dovuta a raggi emessi dal catodo che Goldstein in
seguito chiamò raggi catodici.
La natura di questi raggi fu solo ipotizzata e la prima
ipotesi ragionevole di tipo corpuscolare era
supportata sperimentalmente. Si dimostrò infatti che
i raggi catodici erano costituiti da particelle, in
quanto facevano girare un mulinello posto sul loro
percorso, così come una manciata di sassi che
colpisce un oggetto, lo fa muovere.
1(
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Oppure attraverso l’esperimento della così detta
croce di Malta. Si notava un’ombra oltre la
croce a dimostrazione del fatto che i raggi di
Goldstein fossero particelle che fuoriuscivano dal
catodo e si dirigevano verso l’anodo.
Queste particelle furono chiamate da G.J.
Stoney nel 1894 elettroni. Nel 1895 Perrin,
osservando che un elettroscopio colpito dalla
radiazione
catodica
si
elettrizzava
negativamente, dimostrò che i raggi emessi dal
catodo erano dotati di carica negativa.
Con la scoperta dell’elettrone l'atomo perde per
la prima volta la sua indivisibilità e l'elettrone
diventa momentaneamente l’unità fondamentale
della materia.
Il fatto che un atomo neutro contenesse al suo
interno
particelle
negative,
richiedeva
naturalmente la presenza di una particella o
parte dell’atomo avente carica positiva.
Nel 1886 Goldstein, usando un tubo a raggi
catodici con catodo forato, rilevò dietro al
catodo, una luminescenza provocata da
radiazioni che si muovevano con verso contrario
a quello dei raggi catodici. Egli dimostrò che si
trattava di particelle cariche positivamente (raggi
canale).
Tali particelle avevano caratteristiche diverse a
seconda del gas contenuto nel tubo e l’ipotesi
più probabile era quella che gli elettroni che
attraversavano il gas, avendo una elevatissima
velocità , fossero in grado, urtandoli, di strappare
gli elettroni contenuti negli atomi del gas,
trasformandoli così in particelle positive (ioni
positivi)
Queste particelle attirate dal catodo, formavano i raggi canale.
“Si dimostrò quindi , per la prima volta , che l’atomo era formato da particelle negative che neutralizzavano una porzione
di materia avente carica positiva”
Nel 1896 Henri Becquerel scoprì casualmente la radioattività dell’Uranio ed i coniugi Curie proseguirono le ricerche sulla
radioattività; in seguito Rutherford nel 1898 riconobbe le radiazioni positive da lui chiamate (alfa) e negative (beta),
emesse da elementi radioattivi. Pochi anni più tardi P. Villard in Francia scoprì che tra le radiazioni emesse da una sostanza
1$
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
radioattiva ve ne sono di un terzo tipo, chiamate y (gamma), con carica elettrica nulla, che si riconoscono simili ai raggi X.
Nel 1904 Rutherford dimostrò che la radiazione
alfa è costituita da nuclei di Elio e nel 1907
Thomson scoprì l’esistenza degli isotopi.
L’idea che gli elettroni rappresentassero un
costituente fondamentale, comune a tutti gli
atomi, venne definitivamente avvalorata dalla
determinazione, da parte di J.J.Thomson
(1897), del rapporto carica/massa (e/m)
dell’elettrone.
I calcoli effettuati da Thomson sui raggi canale dimostrarono l’esistenza di particelle più pesanti dell’elettrone e diverse dal
gas usato nel tubo di scarica. Nel 1905 Millikan dimostrò che la carica elettrica è sempre un multiplo intero di una quantità
elementare pari 1,602 10-19 Coulomb, carica che si dimostrò in seguito appartenere sia al protone che all'elettrone. Nota
la carica dell'elettrone ed il rapporto e/m fu quindi possibile ricavare il valore assoluto della sua massa che, essendo la più
piccola parte ottenibile diventò l’unità elementare della materia.
Mediante irradiazione con raggi X , minutissime goccioline d’olio,
caricate negativamente con una carica incognita q , vengono immesse
tra le armature di un condensatore che produce un campo elettrico di
intensità E. Ciascuna gocciolina è sottoposta ad una forza elettrica
Fe = Eq ed alla forza peso Fp = mg.
Variando opportunamente l’intensità E del campo elettrico è possibile
variare la forza elettrica, per una goccia, fino a renderla uguale alla sua
forza peso (la goccia rimarrà sospesa in equilibrio).
Eq = mg
Essendo la densità = massa /volume (d = m/V) e calcolando il diametro
della goccia, da cui si ricava il raggio e quindi il volume, dalla formula
V=4/3 π r3 (volume di una sfera) e conoscendo la densità dell’olio, si
calcola la massa m della goccia (m = d x V). L’unica incognita rimane
Esperienza di Millikan
perciò la carica q ( q=E/mg), che viene in tal modo misurata, essendo E
noto, g nota ( accelerazione di gravità) ed m calcolata. Tale carica risulta essere, per tutte le gocce un multiplo intero di
1,602 x10-19 C, valore che viene assunto come carica elettrica elementare ed associato alla carica dell’elettrone. Dal valore
e/m (carica/massa) dell'elettrone (1.76 x108 C/g – coulomb/grammi),trovato da Thomson , conoscendo il valore della carica
si poteva calcolare la massa dell'elettrone il cui valore risultò essere pari a 9.11x 10-28 g:
m=
19
C
= 9,11 10
C
1,76 10
g
1,602 10
8
28
g
I modelli atomici conosciuti cronologicamente sono:
a) Modelli atomici classici b) Modelli atomici quantistici semiclassici c) Modelli atomici quanto- meccanici.
3.2.2 MODELLI ATOMICI CLASSICI
THOMSON
RUTHERFORD
Al fine di descrivere in modo adeguato le nuove caratteristiche che si evidenziavano a livello subatomico (scoperta di particelle
cariche come gli elettroni e parti del nucleo caricato positivamente ) vennero creati nei primi anni del '900, diversi modelli
atomici.
Modello di Thomson
Per le sue scoperte sull’elettrone vinse il Premio Nobel per fisica nel 1906. Realizzò il primo
spettrometro di massa e scoprì gli isotopi. J.J Thomson è sepolto nell’ abbazia di Westminster
accanto ad I. Newton
Thomson (Chetham 1856 – Cambridge 1940)
Nel 1904 J.J. Thomson ipotizzò che gli atomi fossero costituiti da una massa carica positivamente, uniformemente
distribuita, all'interno della quale erano presenti gli elettroni, carichi negativamente, in numero tale da determinare l'equilibrio
delle cariche e quindi la neutralità. In base a quanto fino ad allora scoperto,Thomson propose un nuovo modello della
struttura atomica superando quella di Dalton ed affermando:
+'
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l’atomo è come una sfera omogenea carica di elettricità positiva nel cui interno sono immersi gli elettroni (Una sorta di
panettone nel quale erano casualmente disposte delle uvette – gli elettroni -)
Questo modello molto semplice e razionale doveva essere confermato da
dati sperimentali. Tra le varie tecniche usate, quella che maggiormente dava
risultati in linea con le considerazioni teoriche era lo scattering, ancora oggi
utilizzata per sondare la struttura della materia. Con questa tecnica si
studiano gli effetti di deflessione (deviazione) che le cariche positive
dell’atomo, producono su particelle dotate della stessa carica positiva
quando le stesse vengono lanciate contro.
Modello di Rutherford
Nel 1911 Rutherford, a conclusione di una serie di esperimenti di scattering condotti sugli atomi, utilizzando come proiettili,
particelle a modificò il modello di Thomson.
In tali esperimenti Rutherford fece collidere particelle contro sottilissimi fogli metallici di oro.
Il comportamento delle particelle risultò incompatibile con il modello di Thomson, infatti:
a) la maggior parte delle particelle attraversava indisturbata i fogli di oro
b) alcune particelle subivano significative deflessioni
c) alcune particelle, anche se poche, rimbalzavano indietro
d) il numero delle particelle deviate risultava correlato alla massa dell’atomo bombardato.
Ciò che l’esperienza di Rutherford mise subito in evidenza fu la contraddizione tra l’osservazione espressa nel punto a e
quella espressa nel punto c. Infatti bisognava immaginare che “ bombardando con palle di cannone un foglio di carta ,un
certo numero di esse, anche se molto esiguo, possano tornare indietro”.
Il modello di Thomson ,quindi, si rivelò sbagliato e perciò se la carica positiva fosse stata diffusa cioè distribuita
uniformemente su tutto il volume atomico, le particelle sarebbero dovute o passare tutte o passarne poche.
Al fine di spiegare i risultati rivenienti dall’esperienza di Rutherford si ipotizzò che:
a) La struttura atomica era estremamente rarefatta, visto l’alto numero di particelle in grado di attraversarla senza
subire deflessione
b) La deflessione e le poche particelle che tornavano indietro era provocata dalla repulsione o dalla vicinanza tra
particelle alfa incidenti ed una carica positiva estremamente concentrata, il cui valore cresceva al crescere della
massa dell’atomo
Rutherford, che era partito per giustificare il modello atomico di Thomson, propose, alla luce delle ultime due considerazioni
sopra esposte, un nuovo modello atomico, detto modello planetario con gli elettroni che andavano a costituire una specie
di corteccia esterna in modo da garantire la neutralità a livello macroscopico e con un nucleo che doveva essere molto
piccolo rispetto alle dimensioni atomiche. Per non cadere nel nucleo, attirati dalla carica positiva in esso presente, gli
elettroni negativi dovevano possedere un'energia cinetica e quindi una forza agente in senso opposto a quella attrattiva.
Da calcoli effettuati sugli angoli di deviazione, Rutherford giunse a calcolare che, mentre l'atomo
doveva possedere un diametro dell'ordine di 10-8 cm, il nucleo avrebbe dovuto presentare un
diametro dell'ordine di 10-12 cm, cioè il nucleo era circa 10000 volte più piccolo dell’intero atomo
(se ipotizziamo le dimensioni del nucleo pari a quelle della città di Brindisi l’elettrone più vicino
dovrebbe stazionare a New York)
Alunno di Thomson, vinse il premio Nobel per la chimica nel 1908. Proprio
lui che aveva affermato: “nella scienza esiste solo la Fisica; tutto il resto è
collezione di francobolli”
Rutherford (Brightwater, 1871 – Cambridge 1937)
+5
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l’atomo è composto da un nucleo centrale positivo, in cui è raggruppata tutta la massa,
attorno al quale girano a notevole distanza gli elettroni (come pianeti intorno al sole)
modello planetario
Come sono stati scoperti il protone ed il neutrone?
Rutherford propose di chiamare protone il nucleo dell’elemento più leggero, l’idrogeno e l'esistenza dei protoni venne
confermata nel 1925 da Blackett.
J. Chadwick nel 1932, scoprì una nuova particella:il neutrone.
Bombardando il Berillio con particelle a scoprì che nei nuclei sono presenti anche particelle neutre, aventi una massa dello
stesso ordine di grandezza del protone, anche se leggermente superiore, che vennero chiamati neutroni.
Il bombardamento del Berillio con particelle alfa provocava l’emissione di una radiazione invisibile, che non veniva deviata
da campi elettrici o magnetici.
Premio Nobel per la Fisica nel 1935, collaborò con Rutherford negli studi che portarono alla
costruzione della prima bomba atomica. Sulla luna c’è un cratere che porta il suo nome
J. Chadwick (Bollington,1891 – Cambridge, 1974)
Protone e neutrone hanno massa rispettivamente 1,673·10-24g e 1,675·10-24g, ma mentre il primo presenta la più piccola
carica elettrica positiva esistente (+1,602·10- 19C) indicata con +1, il secondo non presenta carica. La massa dell’elettrone
vale 9,11·10-28g e la sua carica (1,602·10-19C) è la più piccola carica elettrica negativa esistente, indicata con –1.
Nome
Protone
simbolo massa in g Massa
in u.m.a.
p
1,673·10-24 1
-24
Neutrone
n
1,675·10
Elettrone
e-
9,11·10-28
1
Carica in C
Carica
1,602·10-19
+1
(Coulomb)
0
0
trascurabile 1,602·10-19
-1
Come si può vedere la massa di un atomo viene determinata esclusivamente da neutroni e protoni poiché il contributo
degli elettroni è assolutamente trascurabile.
Studi più recenti hanno dimostrato che solo l’elettrone è una particella fondamentale, mentre protone e neutrone sono
costituiti da particelle più piccole: i quark che a loro volta sono tenuti insieme dai gluoni. I quark si suddividono in up-quark,
aventi carica positiva e valore pari a 2/3 di quella dell'elettrone , e down-quark aventi carica negativa e valore pari a 1/3 di
quella dell'elettrone.
protoni,
carichi positivamente
mp = 1.67 10-24 gr
carica: +1,602 10 19 C
elettroni
carichi negativamente
me = 9.1 10-28 gr
carica: -1,602 10 19 C
neutroni
carica nulla
mn = 1.67 10-24 gr
carica: 0
Esercizio
1) Se il protone ha carica convenzionale +1 mentre il neutrone 0. Quanti up-quark e down-quark sono presenti nel protone
e nel neutrone?
Il modello di Rutherford presentava tuttavia gravi limitazioni:
a) gli elettroni che ruotano intorno al nucleo dovrebbero perdere velocità e quindi energia cinetica sotto forma di emissione
di radiazione elettromagnetica, come previsto dalle leggi dell’elettrodinamica, finendo per cadere sul nucleo ( per le leggi
della elettrodinamica ogni carica in movimento nello spazio perde energia in termini di radiazione emessa)
b) gli atomi, in opportune condizioni, sono, invece, in grado di emettere e assorbire radiazione elettromagnetica secondo
modalità che il modello planetario di Rutherford non era in grado di giustificare
+2
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Fu pertanto necessario introdurre un nuovo modello atomico. Ma prima di parlarne è necessario
affrontare, il problema della natura della radiazione elettromagnetica e dei fenomeni di interazione
che essa manifesta con la materia e di cui tratteremo nell’Unità 3.
Unità 3.3
La radiazione elettromagnetica: verso i numeri quantici
3.3.1 LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
I fisici, per lungo tempo, hanno dibattuto sulla natura della luce visibile che oggi si definisce un tipo partparticolare di
radiazione elettromagnetica.
Modello ondulatorio e corpuscolare a confronto.
La disputa intorno alla natura della luce nacque nel '600 e tra i protagonisti sono da annoverare Newton ed il fisico olandese
C. Huygens (1629-1695).
Newton, sostenitore della teoria atomica corpuscolare, riteneva che la luce fosse formata da particelle che :
a) si propagavano in tutte le direzioni in linea retta
b) erano soggette alle leggi della meccanica che, come egli stesso aveva scoperto, governavano tutti i corpi.
Huygens riteneva invece che la luce fosse un fenomeno ondulatorio, simile “alle onde sonore che fanno vibrare l'aria o
alle onde di energia meccanica che increspano la superficie dell'acqua”.
Attraverso il suo modello ondulatorio Huygens riuscì a spiegare i fenomeni di riflessione e quelli di rifrazione.
Entrambi i modelli erano in grado di giustificare, in prima approssimazione, il comportamento
dei raggi luminosi, ma Newton contestava ad Huygens il fatto che, se la luce fosse stata un
fenomeno ondulatorio, avrebbe dovuto aggirare gli ostacoli, come faceva il suono.
Nella prima metà dell'800, furono raccolte prove importanti in favore del modello ondulatorio
di Huygens quali la diffrazione, la interferenza.
Le onde elettromagnetiche sono classificate in base alla lunghezza d'onda (lambda, distanza tra i due massimi consecutivi
di un’onda) o, in base alla frequenza (ni, numero di onde complete in 1 sec.). E’ intuitivo quindi che la lunghezza d’onda
è inversamente proporzionale alla frequenza (onde con maggiore frequenza infatti hanno le creste più vicine).
La relazione che unisce le grandezze è: = c /
con c = velocità della luce ( ~ 3 x 108 m/s )
La classificazione di tutte le onde elettromagnetiche in funzione della lunghezza d'onda espressa in cm (ma sono frequenti
come unità di misura anche il metro, l'Ångström e il micron) è detta spettro elettromagnetico.
Lunghezza d’onda
400 nm
700 nm
In questa figura si mettono in evidenza le applicazioni più comuni delle radiazioni elettromagnetiche in relazione
alla loro lunghezza d’onda. Notiamo inoltre come varia la frequenza al variare di : minore è la lunghezza d’onda,
maggiore è la frequenza(blu). La frequenza diminuisce andando verso il rosso.
+1
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Come evidenziato in figura le onde elettromagnetiche che il nostro occhio riesce a vedere rappresentano solo una piccola
porzione dell'intero spettro, compresa tra = 390 nm (nanometri)(violetto) e =760nm (rosso) o = 0,39 (micrometri) e
= 0,76.
L’essere umano riesce a percepire ciascuna lunghezza d'onda all'interno di tale intervallo, detto spettro visibile, come un
colore diverso, il rosso, poi arancione, giallo, verde, blu, violetto. Le onde elettromagnetiche aventi lunghezza d'onda
maggiore di 760nm sono classificate come infrarosso, microonde, onde radar e onde radio.
Le onde con lunghezza d'onda inferiore a 390nm sono classificate come ultravioletto, raggi X, raggi gamma.
Le onde elettromagnetiche trasportano energia e l'energia trasportata da ciascuna radiazione è inversamente proporzionale
alla sua lunghezza d'onda (direttamente proporzionale alla frequenza). Ciò significa che la luce rossa è ad esempio meno
energetica di quella blu in quanto ha una lunghezza d’onda maggiore e naturalmente una frequenza minore.
Cosa è uno spettro?
Quando un raggio di luce bianca colpisce obliquamente un prisma di vetro trasparente viene scomposto in tanti raggi di
luce di diversi colori
La luce bianca è in realtà una mescolanza di luce di diversi colori.
Colori che si formano nell'arcobaleno (a
funzionare da prisma rifrattore sono in questo
caso le goccioline di umidità sospese nell'aria)
Il prisma di vetro non crea la luce di diversi colori, ma semplicemente separa i colori già contenuti nella luce bianca.
La separazione dei colori è dovuta al fatto che la deviazione dipende dalla lunghezza d'onda del raggio incidente, quindi
essendoci nella luce bianca radiazioni di varia lunghezza d’onda , ciascuna radiazione sarà deviata in modo diverso.
L'immagine che si può raccogliere su uno schermo, su una pellicola fotografica o come accade con l’arcobaleno avendo
come sfondo il cielo, è detta spettro e mostra una serie di colori sfumati dal rosso al violetto.
Si distinguono due tipi di spettri: 1) di emissione ; 2) di assorbimento.
Spettri di emissione
Si formano ogni qualvolta la materia emette radiazione elettromagnetica. Si distinguono in spettri di emissione continui e
spettri di emissione a righe.
Spettri di emissione continui:
a) sono emessi da una sorgente luminosa;
b) presentano tutti i colori dal rosso al violetto sfumati l'uno nell'altro.
c) sono emessi da corpi incandescenti, solidi, liquidi o gassosi
ne sono esempi lo spettro solare
e quello emesso da una lampada a incandescenza
Spettri di emissione a righe:
Si ottengono facendo passare attraverso un prisma la luce emessa da una sostanza gassosa riscaldata opportunamente,
cioè attraverso una scarica elettrica o mediante una fiamma, lo spettro che si ottiene non è continuo ma è formato da una serie
di righe di colore diverso ognuna delle quali corrisponde ad una determinata lunghezza d’onda, cioè a una determinata energia.
Spettro a righe dell’atomo di idrogeno
++
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progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Spettri di assorbimento
Si ottengono quando la radiazione continua proveniente da una sorgente passa attraverso un gas od un vapore, e ciò che
si constata è che, allo spettro continuo mancano certe radiazioni che, sono state assorbite dal gas interposto.
In pratica si riscontra che i gas ed i vapori assorbono le stesse radiazioni che emettono (legge di Kirchhoff 1859), per cui
lo spettro di assorbimento risulta l'esatto negativo dello spettro di emissione a righe.
3.3.2 I QUANTI DI RADIAZIONE: FOTONI
Nonostante gli eccezionali risultati ottenuti, la teoria ondulatoria della luce, non era in grado di spiegare:
a) gli spettri a righe
b) l'effetto fotoelettrico (capacità di un corpo solido di emettere radiazioni se colpito a sua volta da una radiazione)
La svolta si ebbe nel 1900, quando Max Planck ebbe un'intuizione che, come spesso accade nell’attività scientifica fu
casuale.
Planck, con i suoi studi, propose che le onde elettromagnetiche non potessero essere emesse da una sorgente raggiante
in modo continuo, ma solo sotto forma di pacchetti d'onda che chiamò quanti.
Ogni quanto possedeva una certa quantità di energia che dipendeva dalla lunghezza d'onda della luce, secondo la relazione:
E=h
dove è la frequenza della radiazione e h è una costante, detta costante di Planck . L'ipotesi quantistica di Planck ruppe
definitivamente con l'idea del continuo per l'energia.
La luce non poteva dunque più essere considerata semplicemente un fenomeno ondulatorio, visto che, almeno in questo
caso particolare, i fisici erano costretti a descriverne il comportamento attraverso un modello corpuscolare. D'altra parte il
modello corpuscolare quantistico era inapplicabile per spiegare fenomeni tipicamente ondulatori come la rifrazione, la
diffrazione e l'interferenza.
Nacque quindi l'idea di un comportamento duale della luce, la quale richiede due modelli, apparentemente in
contraddizione:
a) si utilizza il modello ondulatorio per descrivere i fenomeni di propagazione della radiazione elettromagnetica
b) si utilizza il modello corpuscolare per descrivere i fenomeni di interazione con la materia (emissione ed assorbimento)
Pochi anni più tardi, nel 1905 Einstein confermò la descrizione quantistica della radiazione, utilizzando l'ipotesi di Planck
per spiegare l'effetto fotoelettrico, fenomeno inspiegabile sulla base della teoria ondulatoria.
L'effetto fotoelettrico, scoperto da Hertz, consiste nell'emissione di elettroni da parte di un metallo, quando è colpito da
radiazione elettromagnetica di una certa lunghezza d'onda, tipica per lo stesso metallo, ed Einstein suggerì di trattare la
radiazione che colpiva gli elettroni come particelle dotate di energia E = h , che chiamò fotoni. Detto W il lavoro necessario
per estrarre un elettrone dall'atomo, solo i pacchetti di energia per i quali vale h = W saranno in grado di estrarre gli
elettroni.
Unità 3.4
Modelli atomici quantici semiclassici e quanto-meccanici
3.4.1 MODELLI ATOMICI QUANTISTICI SEMICLASSICI
BOHR
BOHR-SOMMERFELD
Il modello planetario di Rutherford risultava in contraddizione con i principi dell'elettrodinamica classica e doveva pertanto
essere corretto.
N.Bohr decise di tentare la stessa strada di Planck per risolvere il problema degli spettri a righe in quanto non era in
grado di spiegare il perché si producessero le righe spettrali che , con molta probabilità erano legate proprio alla struttura
atomica
Modello planetario di Bohr (numero quantico principale n)
Nuove evidenze sperimentali si fecero strada nei primi del novecento e portarono gli scienziati a non ritenere più valido il
modello atomico di Rutherford che, come è stato detto, presentava delle incongruenze
Calciatore dilettante molto apprezzato, preferì dedicarsi allo studio della fisica,della chimica, della
filosofia della scienza e della matematica. Fu compagno di studi di Rutherford e in continuo
contrasto con Einstein che non condivideva le teorie atomiche probabilistiche. Vinse il Nobel per
la fisica nel 1922.
Niels Bohr (Copenaghen 1885-1962)
Nel 1913 Niels Bohr elaborò un nuovo modello atomico tenendo conto del fenomeno di emissione ed assorbimento della
luce da parte dei corpi.
+.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Bohr in modo geniale e spregiudicato, partendo da alcune ipotesi che erano in contrasto con le leggi della fisica, propose
un nuovo modello atomico basato sul concetto di quantizzazione dell’energia.
Atomo colpito da un fotone
Secondo la teoria di Bohr, nel passare da un orbita all’altra, l’elettrone emetteva una determinata quantità di energia o
fotone di luce pari alla differenza di energia fra le orbite tra le quali avviene il salto elettronico. Quando l'elettrone si trova in
un orbita superiore a quella in cui si trova normalmente, l'atomo possiede un eccesso di energia che lo rende instabile
(eccitato). L'elettrone è quindi destinato a tornare nell'orbita di partenza riemettendo l'energia precedentemente assorbita
tramite un fotone la cui energia è appunto pari a
E2 – E1 = E= h
L’energia quantizzata (cioè quantitativamente definita ) era determinata da un fattore o un numero che Bohr indicò col
numero quantico n (detto principale) che, poteva assumere solo valori interi: 1,2,3,ecc.
Nel modello di Bohr l’elettrone si comporta come una pallina che staziona su un gradino e può salire a un livello superiore,
se acquista energia, o scendere a uno inferiore se la perde, ma lo fa sempre “saltando uno o più gradini”
“L’energia che bisogna spendere per salire un gradino di una scala non è generica ma una quantità ben definita, che
dipende dall’altezza dello scalino; se spendessi una energia per salire mezzo scalino non riuscirei a compiere la salita e
se spendessi una energia superiore a quella necessaria potrei salire un maggior numero di scalini, ma l’energia che
dovrei spendere dovrà essere sempre un multiplo intero di quella da spendere per salire un gradino”.
Grande risonanza riscontrò nel mondo scientifico il modello di Bohr che contribuì alla comprensione degli spettri atomici
sia di emissione che di assorbimento in quanto, fu dimostrato che la formazione delle righe sono dovute ai salti elettronici.
+*
Book in
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Dalla figura si osserva che quando ad un atomo si somministra energia, l’elettrone salta da un’orbita o livello energetico
inferiore ad uno superiore e successivamente ritorna nello stato fondamentale emettendo energia pari al salto di orbita o di
livello energetico effettuato. Ad ogni salto corrisponde una sola riga nello spettro.
Modello atomico di Bohr
• La massa dell’atomo (protoni e neutroni) è localizzata nel nucleo, in accordo con Rutherford.
• Gli elettroni ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite circolari di raggio crescente
• Gli elettroni non possono orbitare in posizioni casuali intorno al nucleo ma devono occupare certe orbite chiamate
stazionarie o quantizzate ed a ciascuna delle quali è associata un ben preciso livello di energia.
• Un elettrone che si trova su una di queste orbite non emette onde elettromagnetiche e quindi non perde energia.
• Gli elettroni, quando assorbono energia, possono “saltare” da un’orbita stazionaria a minore energia a una a maggiore
energia e poiché non possono permanere in quello stato (stato eccitato) tornano al livello energetico inferiore emettendo
energia radiante.
Esempi:
1. Fuochi pirotecnici
L’energia conseguente all’esplosione durante i fuochi d’artificio eccita gli atomi
dei sali contenuti nella polvere pirica i quali atomi nel tornare nello stato
fondamentale emettono radiazioni luminose di colore giallo se c’è del sodio,
rosso se c’è litio, verde se c’è rame, violetto se c’è potassio e così via.
2. Saggi alla fiamma
In chimica il saggio alla fiamma è una semplice tecnica di analisi qualitativa
per verificare la presenza di ioni di metalli : metalli alcalini, alcalino-terrosi e
alcuni metalli di transizione. Si basa sull'emissione di luce di determinate
frequenze da parte degli atomi di un campione, eccitati per via termica.
Modello di Bohr-Sommerfeld (numero quantico secondario l)
Il modello planetario di Bohr aveva dei limiti e fra essi quello più evidente riguardava l’ipotesi che le orbite degli elettroni
fossero circolari. Tale ipotesi che assimilava gli effetti della legge di Coulomb a quella della gravitazione universale, non
considerava le conseguenze della gravitazione sui pianeti. Infatti i corpi celesti che ruotano intorno ad una stella , ruotano
intorno ad un baricentro comune su orbite ellittiche di cui l’orbita circolare può essere considerata un caso particolare.
Nel 1915 A. Sommerfeld portò alcune modifiche al modello di Bohr, introducendo anche le orbite ellittiche in cui il nucleo
occupava uno dei due fuochi, in modo del tutto analogo a quanto accade per le orbite planetarie.
Fisico e matematico, si occupò in particolare di fisica atomica e quantistica. Tra i suoi studenti
Heisemberg e Pauli.
A. Sommerfeld (Königsberg,1868 - Monaco di Baviera1951)
Atomo di Sommerfeld ( 1915 )
Sommerfeld propose che le orbite elettroniche potessero essere
ellittiche
Sommerfeld ipotizzò che mentre nel primo livello l'elettrone poteva
percorrere solo un'orbita circolare, nel secondo livello oltre ad un'orbita
circolare l'elettrone avrebbe potuto occupare con la stessa energia, anche
un'orbita ellittica . Nel terzo livello era possibile per l'elettrone occupare, oltre all'orbita circolare due orbite ellittiche e cosi
via. L'introduzione delle orbite ellittiche permise di risolvere il problema della struttura fine delle righe spettrali. Con
l'affinamento delle tecniche spettroscopiche risultò infatti che, utilizzando maggiori risoluzioni, ciascuna riga spettrale
appariva composta da una serie di sottili righe molto ravvicinate, ad indicare la probabile esistenza di sottolivelli all'interno
di ciascun livello energetico principale. Sommerfeld spiegò la possibile esistenza delle orbite ellittiche sfruttando le sue
conoscenze sulla relatività. Infatti se un corpo ,oggetto di studio, si muove ad una velocità vicina a quella della luce, la
relatività dimostrava che la massa del corpo non rimane costante ma cresce al crescere della velocità . Sommerfeld
considerando che nel moto lungo un'ellisse l'elettrone è costretto a viaggiare più velocemente quando si trova più vicino
al nucleo e più lentamente quando si trova più distante, la massa elettronica subisce delle modificazioni, aumentando in
prossimità del nucleo e diminuendo nel punto più distante con la conseguenza che variando la distanza dal nucleo l’elettrone
perde e acquista energia senza così collassare su di esso. Le orbite ellittiche di Sommerfeld resero necessaria l'introduzione
+)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
di un altro numero quantico detto numero quantico secondario o azimutale indicato con l. l è un numero intero positivo
il cui valore dipende dal valore assunto da n
0≤ l ≤n–1
Quindi
se
n=1
l=0
orbita di tipo s
(ciò significa che nel primo livello vi è una sola orbita circolare, indicata appunto con l = 0, o con la lettera 's').
se
n=2
l=0
orbita di tipo s
l=1
orbita di tipo p
(ciò significa che nel secondo livello oltre ad una orbita circolare (l = 0), naturalmente di diametro maggiore della precedente,
vi è anche un'orbita ellittica ( l = 1) indicata con la lettera 'p'.
se
n=3
se
n=4
l=0
orbita di tipo s
l=1
orbita di tipo p
l=2
orbita di tipo d
(ciò significa che nel terzo livello possono trovar posto oltre ad un'orbita circolare s ed una ellittica di tipo p, una seconda
orbita ellittica (l = 2), avente naturalmente eccentricità differente, indicata con la lettera 'd'.
l=0
orbita di tipo s
l=1
orbita di tipo p
l=2
orbita di tipo d
l=3
orbita di tipo f
(ciò significa che nel quarto livello, oltre alle precedenti orbite può trovar posto una terza orbita ellittica (l = 3), avente forma
diversa ed indicata con la lettera 'f'.
In seguito furono ipotizzati, mai elaborate matematicamente e quindi geometricamente, altri tipi di orbite ellittiche
caratterizzate da numeri quantici secondari l=4; l=5; l=6; infatti
se
n=5
l=0
l=1
l=2
l=3
l=4
orbita di tipo s
orbita di tipo p
orbita di tipo d
orbita di tipo f
orbita di tipo g
se
n=6
l=0
l=1
l=2
l=3
l=4
l=5
orbita di tipo s
orbita di tipo p
orbita di tipo d
orbita di tipo f
orbita di tipo g
orbita di tipo h
se
n=7
l=0
l=1
l=2
l=3
l=4
l=5
l=6
orbita di tipo s
orbita di tipo p
orbita di tipo d
orbita di tipo f
orbita di tipo g
orbita di tipo h
orbita di tipo i
In pratica il numero quantico secondario determina la forma dell'orbita descritta dall'elettrone.
Le lettere s, p, d, f sono le iniziali dei termini con cui storicamente venivano indicate in spettroscopia le righe
corrispondenti; sharp, principal, diffuse e fundamental.
Orbite ellittiche di Sommerfeld per i primi tre livelli energetici (ao = raggio di Bohr)
+(
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Il numero quantico magnetico m
Il numero dei sottolivelli prodotto dall'introduzione delle orbite ellittiche non giustificava completamente la struttura fine dello
spettro. Fin dalla fine dell’800 era noto che quando una sorgente luminosa viene sottoposta ad un campo magnetico, le
righe spettrali vengono ulteriormente scomposte in diverse componenti (effetto Zeeman)
Era solo un diciottenne studente di scuola superiore quando, nel1883, fu visibile in Olanda l’aurora
boreale. Ne fece un disegno e una descrizione che inviò alla rivista “Nature”. L’editore ringraziò
per "le attente osservazioni del Professor Zeeman dal suo osservatorio di Zonnemaire". Ebbe il
Nobel per la Fisica nel 1902.
Zeeman (Zoonnemair,1865 – Amsterdam,1943)
Effetto Zeeman per l’atomo di idrogeno
Magnete spento
Magnete acceso
La stessa orbita quindi,sottoposta ad un campo magnetico esterno , diversifica il suo contenuto energetico dando luogo
ad altri sottolivelli orientati in varie direzioni.
Il numero delle direzioni consentite era espresso dal cosiddetto numero quantico magnetico m che può assumere solo i
valori interi compresi tra -l e + l.
-l ≤ m ≤ +l
se l = (orbita circolare s) m = 0
ciò significa che sottoposta ad un campo magnetico esterno un'orbita circolare dà luogo ad un’unica orientazione
corrispondente ad un’unica riga. Avremo perciò una sola orbita circolare di tipo s.
se l = 1 (orbita ellittica di tipo p) m può assumere i valori +1 ; 0; -1
ciò significa che tale orbita può orientarsi in tre modi diversi producendo tre sottolivelli. Avremo perciò 3 orbite di tipo p
indicate ciascuna con un diverso valore di m.
se l = 2 (orbita ellittica di tipo d) m può assumere i valori +2; +1; 0; -1; -2
ciò significa che questo tipo di orbita ellittica può orientarsi in 5 modi differenti producendo quindi 5 sottolivelli. Avremo
perciò 5 orbite di tipo d, indicate ciascuna con un diverso valore di m.
se l = 3 (orbita ellittica di tipo f) m può assumere i valori +3; +2; +1; 0; -1; -2; -3
(ciò significa che questo tipo di orbita può orientarsi in 7 modi diversi, producendo 7 sottolivelli. Avremo perciò 7 orbite di
tipo f, indicate ciascuna con un diverso valore di m.
Il valore del numero quantico magnetico determina quindi il numero di orbite di una certa forma presenti in ciascun livello
energetico principale.
Il numero quantico magnetico dell’elettrone o di spin s
Alla fine del 1925 G.E. Uhlenbeck e S.A. Goudsmit, ipotizzarono l'esistenza di un momento magnetico dell'elettrone
che chiamarono numero quantico di spin (dal verbo inglese to spin = ruotare) e confermarono le prime ipotesi che erano
alla base del futuro principio di Pauli. Secondo i lavori dei due scienziati era possibile immaginare l'elettrone carico
negativamente come una piccola trottola che gira intorno al suo asse, tale rotazione potrà avvenire in senso orario
(convenzionalmente -1/2) ed in senso antiorario lungo l’ asse (convenzionalmente +1/2).
+$
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Dunque, in accordo a quanto poi affermato da Pauli, in ogni orbita possono coesistere al massimo due elettroni i quali si
distinguono per avere spin, ad essi associati, opposti. Il principio spiega in modo semplice anche la periodicità degli elementi
chimici. Quando infatti un livello energetico risulta pieno di elettroni, i successivi sono costretti a riempire il livello energetico
successivo, dove si trovano orbite dello stesso tipo del precedente, anche se di dimensioni maggiori. Gli elettroni si
distribuiscono nei vari livelli con andamento regolare e periodico. Poiché poi sono gli elettroni più esterni a fornire le
caratteristiche chimiche all'elemento diventa ovvia anche la periodicità di tali caratteristiche che si riscontrerà nella tavola
periodica.
Principio di esclusione di Pauli
Il fisico tedesco Wolfgang Pauli sulla base dei numeri quantici conosciuti, formulò il principio noto come principio di
esclusione, che permise di descrivere correttamente la distribuzione degli elettroni nelle diverse orbite.
Il principio di esclusione di Pauli afferma che:
“ogni orbita quantica non può contenere più di due elettroni, i quali si differenziano per il valore di un quarto numero
quantico detto numero quantico di spin. Il numero di spin può assumere solo i valori +1/2 e -1/2”.
Con maggiore sintesi lo stesso principio può così essere enunciato:
“ in un atomo non possono esistere 2 elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali”
In altre parole:
“non potrà mai verificarsi che due elettroni abbiano tutti i quattro numeri quantici identici “
Ciò ha una conseguenza importante sulle configurazioni elettroniche, in quanto se entrambi i posti disponibili in un orbita
sono occupati, gli elettroni successivi devono prendere posto necessariamente in orbite più esterne, sempre due per orbita.
CHE COS’E’ UN MAGNETE ( O CALAMITA )
hoodoo
.'
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3.4.2 MODELLI ATOMICI QUANTO-MECCANICI SCHROEDINGER
Il modello di Bohr-Sommerfeld spiega con successo lo spettro a righe dell’idrogeno, ma i suoi limiti sono evidenti per questi
motivi:
a) i riferimenti alle leggi della fisica classica ed alla elettrodinamica erano ricorrenti ma dovevano porsi delle eccezioni non
completamente spiegabili quali quella che, l’elettrone che ruota intorno al nucleo in orbite stazionarie non irraggiava radiazioni
b) la condizione di quantizzazione era stata introdotta in modo del tutto arbitraria
c) il modello otteneva risultati in linea con i dati sperimentali solo per lo spettro dell'idrogeno, mentre non era soddisfacente
per gli atomi che avevano un numero di elettroni superiore ad 1
Il modello di Bohr-Sommerfeld fu rivisto con la nascita di una nuova meccanica, la meccanica quantistica e la conseguente
introduzione di modelli atomici quantomeccanici.
La data di nascita della meccanica quantistica si può fissare al 1900 con la scoperta da parte di Planck del quanto di
energia radiante . Ma il padre della meccanica quantistica è oggi considerato Louis De Broglie.
Nel 1924 ipotizzò che al pari delle radiazioni elettromagnetiche che avevano una natura duale (onda o particella) anche la
materia poteva essere considerata e trattata con la teoria corpuscolare e con quella ondulatoria.
Secondo tale ipotesi ad ogni corpo è possibile associare un'onda, che De Broglie chiamava 'onda di materia'. Tale
ipotesi doveva necessariamente essere dimostrata sperimentalmente, e tra il 1925 e il 1930 gli studi di diffrazione su reticoli
di vari cristalli svolti da C.J. Davisson e L.H. Germer in U.S.A., da Otto Stern e G. Thomson (figlio di J.J. Thomson, G.
Thomson curiosamente ricevette il premio Nobel per aver verificato la natura ondulatoria dell’elettrone nel 1937, mentre in
precedenza, nel 1906, suo padre era stato insignito della stessa onorificenza per aver dimostrato la natura corpuscolare
dell’elettrone ) in Europa ne dimostrarono ampiamente la sua validità. In definitiva una cosa era il mondo macroscopico in
cui la materia era definita e compatta da sembrare immutabile, altra cosa è quello microscopico, in cui tutto è in movimento.
Un corpo in movimento poteva essere rappresentato da una quantità di moto p= h/
DIMOSTRAZIONE
E = h x
(Planck)
= frequenza
c = velocità della luce
E = h x
m x c=
= m x c2
h x
____________
E = m x c2 (Einstein)
quindi h x = m x c x c
poiché
c
m x c=
=
quindi
da cui
c
________
h
h
____________
____________
poiché
m x c = p (quantità di moto) p =
= h/p.
Nobile di famiglia piemontese, trasferitasi in Francia, si laureò a soli diciotto anni in Storia e Diritto.
Successivamente preferì studi scientifici conseguendo la laure in Scienze nel 1913. Vinse il Nobel
nel 1929.
L. de Broglie ( Dieppe, 1892 – Louvecienne, 1987 )
Il principio di indeterminazione di Heisenberg
Heisenberg dimostrò che non è possibile misurare simultaneamente con una grande precisione due
variabili interdipendenti.
Se consideriamo ad esempio le due variabili interdipendenti:
- posizione s di una particella rispetto all’origine di un sistema di riferimento nella direzione s
- quantità di moto p = mv della medesima particella con m = massa della particella e v = velocità della particella
le indeterminazioni o incertezze della misura della posizione, Ds (variazione della posizione), e l’incertezza della misura della
quantità di moto, Dp (variazione della quantità di moto) di una particella non possono essere inferiore ad una costante K
ossia devono soddisfare la relazione:
sp ≥ K da cui s ≥ K / p
.5
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
nota come principio di indeterminazione “E’ impossibile determinare sperimentalmente con precisione,
contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella di massa molto piccola”
Nel mondo macroscopico, possiamo interagire senza limitazioni con gli oggetti della nostra conoscenza, misurarli ed ottenere
informazioni da essi senza modificarli in modo sostanziale. Nel mondo subatomico non è per principio possibile trascurare
le perturbazioni che le nostre misure arrecano alle stesse grandezze che misuriamo.
Per poter misurare la posizione di un elettrone noi dobbiamo interagire con esso inviandogli almeno un fotone ( un quanto
di energia), ma questa interazione altera in modo imprevedibile lo stato di moto dell’elettrone.
Nel campo delle particelle atomiche e subatomiche è dunque necessario rinunciare alla pretesa di determinare in modo
esatto tutte le variabili del moto. Alla classica visione deterministica del mondo è quindi necessario sostituire una visione
probabilistica.
Quindi noi non possiamo prevedere i movimenti delle singole particelle perché siamo nell'impossibilità teorica, e non solo
pratica, di conoscere con esattezza le condizioni iniziali.
Una sintesi dei risultati proposti dagli scienziati sopra citati, confermata dalla interpretazione probabilistica sulla materia
elaborata da Max Born secondo cui l'onda associata ad una particella materiale deve essere interpretata in termini di
probabilità di trovare la particella in un certo volume di spazio , può essere così riassunta:
“la stabilità della materia era solo un'illusione del mondo macroscopico, a livello microscopico era necessario immaginare
elettroni, protoni e atomi come delle nuvolette di materia pulsante senza contorni ben definiti”
Modello quantomeccanico dell'atomo di Schrödinger
Fisico e matematico, fu Nobel per la fisica nel 1933. Un suo libro “What is life” è ritenuto molto
importante nell’ambito biologico perché definisce la Vita dal punto di vista fisico. A lui è intitolato
l’asteroide 13092 Shroedinger
Schroedinger
( Vienna, 1887 – 1961 )
Alla luce del principio di indeterminazione venne introdotto il concetto di orbitale atomico
che va a sostituire quello di orbita. Gli orbitali atomici non sono altro che delle espressioni
matematiche dette funzioni d’onda () e rappresentano, di fatto, l’elettrone all’interno dell’atomo.
Queste funzioni d’onda furono utilizzate dal fisico austriaco E. Schrödinger, il quale propose
un’equazione (equazione di Schrödinger) che forniva come soluzioni le funzioni d’onda stesse e l’energia ad esse associata.
La funzione d’onda modifica la sua ampiezza passando alternativamente da valori positivi a negativi. I punti in cui il segno
dell’onda cambia (da positivo a negativo o viceversa) e l’onda presenta ampiezza nulla si chiamano nodi.
Importante è il significato che assume il quadrato della funzione d’onda (2) che in
pratica rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone in una certa regione dello spazio
e si viene dunque a perdere l’informazione assoluta circa la posizione e la velocità
dell’elettrone.
“Dati certi valori ai numeri quantici n, l e m, le soluzioni dell'equazione di Schrödinger
non forniscono le coordinate del punto P in cui si dovrebbe trovare l'elettrone rispetto al nucleo, posto idealmente
all'origine degli assi di un sistema di riferimento, ma una funzione d’onda , che descrive l’elettrone intorno al nucleo e
l’energia associata alla stessa”.
Ciò costrinse ad abbandonare il concetto di traiettoria definita e quindi di orbita, per introdurre quello di orbitale, inteso
come:
“regione di spazio intorno al nucleo alla quale associare la massima probabilità di trovarvi l'elettrone”.
Si può dunque descrivere il comportamento di un elettrone attorno ad un nucleo mediante la risoluzione dell’equazione di
Schrödinger.
Un buon modo per rappresentare un orbitale è immaginare di fotografare molte volte l’elettrone attorno al nucleo, utilizzando
sempre la stessa pellicola: otterremmo un risultato rappresentabile come in figura con tanti puntini, uno per ogni istantanea
dell’elettrone. La “nuvola” elettronica che viene così a formarsi rappresenta la distribuzione della probabilità di trovare
l’elettrone. L’insieme delle zone dove i punti sono più fitti è l’orbitale.
.2
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
L’orbitale 1s dell’atomo di Idrogeno è così rappresentato
gli orbitali ns dei livelli superiori mantengono la simmetria sferica e presentano n massimi di densità elettronica ed n-1
superfici nodali (con n = livello energetico di appartenenza).
Gli orbitali p hanno simmetria cilindrica, possiedono cioè un asse preferenziale e non cambiano segno per rotazione attorno
ad esso. Sono costituiti da due lobi ad elevata densità elettronica (in cui la funzione d’onda assume segno opposto) ed
un piano nodale nell’origine (nucleo). Spesso le superfici di contorno vengono rappresentate con un colore diverso per i
due lobi ad indicare il diverso segno (positivo e negativo) della funzione d’onda.
Gli orbitali p sono tre per livello energetico (tranne il primo livello energetico) ed essendo orientati uno perpendicolarmente
all’altro nella direzione dei tre assi cartesiani, vengono indicati con la notazione: px, py, pz.
Gli orbitali d sono 5 per livello energetico (tranne i primi due livelli energetici). Quattro di essi sono tetralobati con i 4 lobi in
cui la funzione d’onda assume segno alternativamente opposto. Il quinto orbitale d è bilobato con una regione anulare
(in cui la funzione d’onda assume segno opposto) ad alta densità elettronica che circonda il nucleo
.1
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Gli orbitali f sono 7 per livello energetico (tranne i primi tre livelli energetici).
La teoria atomica moderna quindi , si basa su una equazione matematica ( Equazione di Schrödinger)
.+
1s
2s
2p
3s
3p
3d
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unità 3.5
Numero atomico, numero di massa,isotopi, massa atomica e molecolare
3.5.1 NUMERO ATOMICO
Ogni elemento (atomo) è contraddistinto da un numero atomico, indicato con la lettera Z che corrisponde esattamente al
numero di protoni (equivalente a quello di elettroni visto che l’atomo è neutro allo stato fondamentale).
Ad esempio il carbonio (C) per il quale Z vale 6, ha 6 protoni e 6 elettroni.
I neutroni sono invece in numero variabile, ma tale differenza non vuol dire che si tratti di un atomo di diverso tipo. Ricordiamo
infatti che la carta di identità dell’atomo è il suo numero atomico (Z), in quanto non esistono due elementi diversi con lo
stesso numero atomico.
3.5.2 NUMERO DI MASSA ATOMICA
Il numero di massa dell’atomo è dato dalla somma dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo ( quindi dei nucleoni)
ed è indicato dalla lettera A.
Da ciò deriva che:
• la massa del protone viene posta convenzionalmente uguale a 1 (uma – unità di massa atomica- rapportata alla
dodicesima parte dell’atomo di carbonio) e così pure quella del neutrone. La massa dell’elettrone è invece
trascurabile, visto che è quasi 2.000 volte più piccola di quella del protone;
• La massa dell’atomo sarà data quindi dalla somma delle masse dei protoni e dei neutroni ( cioè delle particelle
presenti nel nucleo, dette nucleoni) coincidendo, di fatto, col numero di massa dell’atomo (A).
• Nell’esempio il carbonio (C) ha nel nucleo 6 protoni e 6 neutroni, quindi ha numero di massa atomica
“A” uguale a 12 (6 + 6)
Il numero atomico Z viene scritto in basso a sinistra del simbolo dell’elemento La massa atomica A viene scritta invece in
alto a sinistra
Numero di massa
12
C
6
Numero atomico
3.5.3 GLI ISOTOPI
Possono esistere forme diverse dello stesso elemento con uguale numero atomico ma differente numero di massa. Tali
forme sono dette isotopi e possiedono identiche proprietà chimiche (la parola isotopo deriva da un termine greco che
significa “stesso posto” ad indicare che gli isotopi avendo lo stesso Z occupano lo stesso posto nella tavola periodica ).
Per restare all’esempio del carbonio esistono, in natura, 3 isotopi e precisamente:
12
C , 13 C, 14 C
Il carbonio 12 con 6 protoni + 6 neutroni, Il carbonio 13 con 6 protoni + 7 neutroni,
Il carbonio 14 con 6 protoni + 8 neutroni, protoni ed elettroni rimangono sempre 6.
Altri esempi: 3He e 4He
A titolo di ulteriore esempio vengono riportati in tabella i tre isotopi esistenti dell’idrogeno:
.+
..
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Simbolo
Nome
1
2
H
H
3
H
pròzio deuterio trizio
Z
N
A
1
0
1
1
1
2
-
+
1
2
3
-
elettrone
+
protone
n
elettrone
protone + neutrone
- elettrone
PROTIO
1
n
DEUTERIO
2
1H
1H
+ n
TRITIO
3
1H
Esistono nuclidi (atomi con riferimento alla composizione del nucleo) con lo stesso numero di massa e diverso numero
atomico (146C ; 147N) che vengono definiti isobari e nuclidi con uguale numero di neutroni definiti isotoni (5626Fe ; 5828Ni)
3.5.4 MASSA ATOMICA E MOLECOLARE
Nella prima metà dell'Ottocento, soprattutto ad opera di Berzelius (1779-1849), si conoscevano una cinquantina di elementi
chimici e qualche migliaio di sostanze ricavate dalla combinazione degli elementi stessi. Pertanto per gli studi quantitativi
era necessario conoscere le loro masse atomiche e quindi le masse atomiche delle sostanze. Ricordiamo che l'atomo è
composto da elettroni, protoni e neutroni che hanno masse molto piccole:
massa elettrone = 9.1 x 10-28 g
massa protone = 1.67 x 10-24 g
massa neutrone = 1.67 x 10-24 g
Pertanto il valore assoluto della massa dell'atomo come somma dei valori assoluti delle masse dei suoi componenti non
risulta comodo, in quanto molto piccolo, per essere utilizzato nei comuni calcoli, per cui è sorta l'esigenza di definire un’
unità di misura della massa di un atomo e quindi delle sostanze (molecole).
Se come affermava Avogadro “volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura (T) e pressione (P)
contengono lo stesso numero di molecole”, allora è evidente che il rapporto tra la massa di due volumi uguali di gas diversi
deve essere uguale al rapporto tra le masse delle loro molecole.
Dimostrazione:
Se indichiamo con N il numero delle molecole,V il volume, WA e WB le masse totali dei singloli gas, mA e mB le
masse di ogni singola molecola e dA e dB le densità dei gas si avrà:
WA
W
N
dA
= V = A =
VB
W
WB
N
dB
V
mA
m
= A
mB
mB
e quindi
WA m A
=
WB m B
A questo punto bastava fissare la massa molecolare di un gas di riferimento rispetto alla quale massare (pesare) tutti gli altri.
Venne scelto l'Idrogeno(l'elemento conosciuto avente massa minore), alla cui molecola biatomica venne assegnato una
massa molecolare convenzionale pari a 2. In tal modo vennero calcolati i le masse atomiche e le masse molecolari
relative all'idrogeno delle sostanze che indicheremo adesso con Pr (massa relativa). Preso un volume fisso di un gas
generico A avente massa WA ed un ugual volume di idrogeno avente massa WH2 e sapendo che per definizione la massa
molecolare relativa dell’Idrogeno è PrH2 = 2, la massa molecolare relativa cercata (PrA) sarà data dalla seguente proporzione:
WA:WH2 = PrA : PrH2
e quindi
PrA= 2xWA/WH2
In chimica resta ancora molto diffusa l’abitudine di parlare di Peso Atomico (P.A.) e di Peso Molecolare (P.M.), anche se
ormai molti testi utilizzano più correttamente il termine ‘massa’. Si ricordi infatti che mentre la massa è una caratteristica
costante di un corpo materiale (un corpo ha la stessa massa sulla terra e sulla luna), il suo peso dipende dal luogo in cui si
effettua la misura, essendo il peso la forza di reciproca attrazione tra il corpo ed il pianeta (o in generale il corpo celeste) sul
quale giace (il peso di un corpo è ad esempio diverso sulla terra che non sulla luna, in particolare è maggiore sulla terra
.*
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
in quanto l'accelerazione di gravità è maggiore di quella esistente sulla luna).
La scoperta degli isotopi pose dei seri problemi al calcolo delle masse atomiche relative all'idrogeno in quanto si
conoscevano tre isotopi dell'H . Perciò era necessario trovare una massa atomica dell'idrogeno relativa a se stesso. Si
calcolò quindi la massa atomica attraverso la media ponderata (pesata), di cui tratteremo in seguito, tra i vari componenti
isotopici.
Successivamente fu ipotizzato il calcolo delle masse atomiche relative all'Ossigeno (in quanto elemento necessario alla
vita) ed in particolare alla sedicesima parte dell'isotopo dell'ossigeno presente in maggiore quantità e cioè 16O.
Oggi non si usa più l’Idrogeno né l'Ossigeno come unità di misura per massare (pesare) le sostanze, ma la dodicesima
parte (1/12 ) della massa dell'isotopo del Carbonio 12 (l’atomo di carbonio con un nucleo formato da 6 protoni e 6 neutroni).
unità di massa atomica (uma) la dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio 12 (12 C ).
uma = 1/12 della massa di un atomo di 12C
uma =
massa12C 2,0088 x10
=
12
12
23
g
= 1,67 x10
24
g
Tale quantità è oggi nota come unità di massa atomica (uma o u).
Utilizzando dunque come fattore di conversione (approssimato) 1,67 10-24 g/u è possibile trasformare le masse relative
(espressi in u) in masse assolute (espressi in g).
Pa (g) = Pr (u) x 1,67 10-24 (g/u)
Ad esempio il peso atomico assoluto del Carbonio 12 è
Pa C = 12 (u) x1,67 10-24 (g/u) = 2,0088 10-23 (g)
Come detto in precedenza per calcolare la massa atomica relativa di un elemento che presenta isotopi bisogna usare il
calcolo di media ponderata (pesata) tra i diversi isotopi con particolare riferimento alle loro diverse quantità percentuali.
Es. il Magnesio ha i seguenti isotopi con relative percentuali
Mg-24 (78,70%) Mg-25 (10,13%) Mg-26 (11,17%)
Quindi la massa atomica relativa del Magnesio sarà:
= 2 + 25 x 0.1013 + 26 x 0.1117 =
PMg = 24 x 0.787
=18.888
2
+ 2.5325 + 2.9042 = 24.3247 uma
=2
Per ottenere la massa delle molecole (peso molecolare PM) bisognerà sommare la massa dei singoli atomi che la
compongono.
Es. la massa molecolare dell’acqua, H2O, si ottiene sommando la massa atomica dell’ossigeno a quella dell’idrogeno
moltiplicando quest’ultima per due:
massa molecolare H2O (PM) :15,9994 uma + 2 x 1,0079uma =18,0152uma
OSSERVA: Le masse atomiche espresse in u.m.a. sono MASSE ATOMICHE RELATIVE così come la MASSA
MOLECOLARE (somma delle masse atomiche relative degli atomi componenti la molecola) anche essa espressa in uma
o umm (unità di massa molecolare).
Esercizi
2) Elementi, Nuclidi (isotopi, isobari, isotoni) e Ioni
a) Quanti neutroni sono presenti in )'
12 Ge?
b) Scrivi, nella forma X,
l’isotopo
del
Rame che presenta nel suo nucleo 36 neutroni
c)
d) Quanti elettroni presenta il catione Al3+ se l’atomo di Alluminio ha numero atomico13 ?
**
e) *.
2$ Cu e 1' Zn hanno lo stesso numero di neutroni (isotoni) ?
f) Il Calcio-40 ed il Calcio-45 hanno lo stesso numero di massa A (isobari)?
g) Quanti elettroni presenta l’anione S2- se lo zolfo ha numero atomico 16
h) Quanti elettroni presenta complessivamente l’anione CO32- se il Carbonio ha numero atomico 6 e l’Ossigeno 8 ?
i) Quanti protoni presenta il catione Cu2+ se il rame ha numero atomico 29?
j) Qual è il numero di massa di 521
.5 Sb?
3) Determinare il peso atomico relativo (approssimato alla 1a cifra decimale) dei seguenti elementi di cui sono
fornite, tra parentesi, le abbondanze isotopiche percentuali.
d) K- 39 (93,10%) K-41 (6,9%)
e) B-10 (19,78%) B-11 (80,22%)
f) Ti-46 (7,93%) Ti-47 (7,28%) Ti-48 (73,94%) Ti-49 (5,51%)Ti-50 (5,34%)
.)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unità 3.6
La simbologia chimica
3.6.1 LA SIMBOLOGIA CHIMICA
Agli inizi dell’800 erano già stati identificati una cinquantina di elementi chimici che il chimico svedese J.J. Berzelius
(1779–1848) raccolse nel 1818 in una tabella. Lo stesso Berzelius propose di adottare una simbologia chimica, che è
ancora oggi in uso, dove a ciascun elemento chimico viene univocamente associato un simbolo che, in genere corrisponde
all’iniziale del suo nome latino (o alle prime due lettere se vi è possibilità di equivoco con altri elementi).
Ad esempio Ag è l’Argento, Ba il Bario, Li il Litio, O l’Ossigeno , Fe il Ferro.
I simboli rappresentano sia gli elementi che i relativi atomi.
Così H rappresenta l’elemento Idrogeno, ma anche un atomo di Idrogeno.
Elementi ordinati per nome
ELEMENTO
.(
SIMBOLO
ETIMOLOGIA
Afnio
Hf
Hafnia, nome latino di Copenaghen
Alluminio
Al
Alumen, nome latino dell' allume usato dai Romani per colorare
Americio
Am
Antimonio
Sb
America ottenuto per la prima volta
nell'Università americana di Berkeley nel 1944
Dal Greco anti monos (non solo). Il simbolo deriva dal Latino Stibium
Argento
Ag
Argentum, termine latino; dal greco argòs (bianco, scintillante)
Argon
Ar
Argòs, termine greco (a-ergòn = inerte, inattivo)
Arsenico
As
Arsenikòn, termine greco (maschile), nome dato nell'antichità ai solfuri di arsenico
Astato
At
Ástatos, termine greco (instabile)
Attinio
Ac
Aktìs, termine greco (raggio)
Azoto
N
Bario
Ba
Berillio
Be
a-zoè, termine greco (senza vita, inanimato), nome assegnatogli da Lavoisier perchè in
un'atmosfera di azoto la vita non è possibile
Baryta, nome dato da Lavoisier al minerale in cui fu
individuato l'elemento nel 1808 da Davy (dal greco
bar s = pesante)
Bèryllos, termine greco
Berkelio
Bk
Berkeley, città della California dove è stato isolato per la prima volta nel 1950
Bismuto
Bi
Wiszmut, termine tedesco coniato da Paracelso ,
perchè estratto (gemutet) in Sassonia presso San
Giorgio nei Prati (in den Wiesen)
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Boro
B
g
(i
)
Buraq, termine arabo di derivazione persiana che indicava il minerale borace
Bromo
Br
Bròmos, termine greco (lezzo degli animali, cattivo odore)
Cadmio
Cd
Calcio
Ca
Californio
Cf
Cadmea, antico nome di Tebe (fondata da Cadmo)in
prossimità della cui acropoli si trovava l'ossido di
zinco (terra cadmea).
Calx, termine latino (calce spenta), probabilmente dal greco chàlix (piccola pietra,
ciotolo)
California, stato nordamericano in cui fu scoperto nel 1950
Carbonio
C
Carbo, termine latino (carbone)
Cerio
Ce
Cesio
Cs
Cerere, nome del primo asteroide scoperto tra Marte e Giove, due giorni prima della
scoperta dell'elemento
Caesius, termine latino ( cielo blu)
Cloro
Cl
Chloròs, termine greco (verde giallastro)
Cobalto
Co
Cromo
Cr
Kobolt, termine tedesco (folletto, diabolico), dalla leggenda secondo la quale i minatori
tedeschi pensavano di essere beffati da uno spirito quando al posto dell'argento
trovavano il Cobalto (dal greco kòbalos = buffone, furbo)
Chroma, termine greco (colore), per il colore vivace dei suoi composti
Curio
Cm
Curie, in onore dei coniugi Pierre e Marie Curie (fisici francesi)
Disprosio
Dy
Dyspròsitos, termine greco (difficile da ottenere)
Einstenio
Es
Einstein, in onore di Albert Einstein
Elio
He
Hèlios, termine greco (sole), per essere stato scoperto nel 1868 nell'atmosfera solare
Erbio
Er
Ytterby, località svedese dove fu scoperto
Europio
Eu
Europa
Fermio
Fm
Fermi, in onore del fisico Enrico Fermi
Ferro
Fe
Ferrum, termine latino (ferro)
Fluoro
F
Fosforo
P
Francio
Fr
Flùere, termine latino (fluire, scorrere), poiché la
fluorite veniva usata per rendere più fluide le
fusioni e le scorie nell'industria metallurgica
Fosfòros, termine greco (luminifero, portatore di luce), per la sua caratteristica
luminescenza
Francia, perchè scoperto nel 1939 dalla scienziata francese Perey
Gadolinio
Gd
Gadolin, nome dello scienziato finlandese (J:Gadolin) che scoprì il minerale gadolinite
Gallio
Ga
Germanio
Ge
Gallia, antico nome latino della Francia e riferimento al nome dello scopritore francese
Lecoq
Germania, perchè isolato nel 1886 dal tedesco Winkler
Idrogeno
H
Indio
In
Indaco, dal colore di una delle righe del suo spettro
Iodio
I
Iòdes, termine greco (violetto), dal colore dei suoi vapori
Iridio
Ir
Iris, termine greco (iride, arcobaleno), per i molteplici colori dei suoi composti
Itterbio
Yb
Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Ittrio
Y
Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Kripton
Kr
Kryptòs, termine greco (nascosto) poiché si trova in tracce tra i gas nobili
Lantanio
La
Lanthànein, termine greco (nascondere), perchè piuttosto raro
Laurenzio
Lr
Lawrence, in onore del fisico americano Ernest Lawrence
Litio
Li
Lutezio
Lu
Lìthos, termine greco (pietra) perchè usato in medicina contro il mal della pietra o
calcolosi
Lutetia, antico nome di Parigi, attribuitogli nel 1907 dal suo scopritore francese Urbain
dor-ghennào, termine greco (che genera acqua), coniato da Lavoisier
.$
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*'
Magnesio
Mg
Magnesia, di origine greca ed indica una località della Grecia
Manganese
Mn
Magnèsion, termine greco bizantino (Magnesia)
Mendelevio
Md
Mendeleev, in onore del chimico russo
Mercurio
Hg
Molibdeno
Mo
Neodimio
Nd
Neon
Ne
Mercurio, per il rapporto tra pianeti e metalli
esistente nella tradizione alchimistica e astrologica
medievale,il simbolo Hg deriva dal termine greco
ydrargyron (argento liquido)
Mòlybdos, termine greco (piombo). Durante il
medioevo la molibdenite veniva confusa con il
piombo
Nèos - d dimos, termine greco (nuovo - gemello)
Elemento separato nel 1885 dal Didimio, una
sostanza erroneamente ritenuta elementare e
composta invece di due elementi (Neodimio e
Praseodimio)
Nèos, termine greco (nuovo), scoperto nell'aria nel 1895
Nettunio
Np
Nettuno, il dio del mare
Nichel
Ni
Niobio
Nb
Nobelio
No
Kupfer Nickel, termine tedesco (rame del diavolo), nome dato al metallo dai minatori
tedeschi che incolpavano il diavolo di non trovare il rame che cercavano
Niobe, figlia di Tantalo, perchè l'elemento fu a lungo confuso con il Tantalio al quale si
trova spesso associato
Nobel, in onore di Alfred Nobel
Olmio
Ho
Oro
Au
Holmia, antico nome latino di Stoccolma, nome assegnatogli dal suo scopritore svedese
(Clève) nel 1878
Aurum, termine latino (oro)
Osmio
Os
Osmè, termine greco (odore sgradevole), per l'odore pungente del suo ossido
Ossigeno
O
Ox s--ghennào, termine greco (produttore di acido), coniato da Lavoisier
Palladio
Pd
Piombo
Pb
Pallàs, termine greco (epiteto dato alla dea Atena
che significa giovane), nome assegnato all'asteroide
Pallade scoperto nello stesso periodo
Plumbum, termine latino (piombo)
Platino
Pt
Plata, termine spagnolo (argento)
Plutonio
Pu
Plutone, dal nome del pianeta
Polonio
Po
Polonia, perchè scoperto nel 1898 dalla polacca Marie Curie
Potassio
K
Pott Asche, termine tedesco, letteralmente "cenere
di vaso", cioè cenere di vegetali cotti in vaso. Il
simbolo chimico deriva dal latino kalium (potassa)
(arabo al qali = potassa, da cui alcali)
Praseodimio
Pr
Promezio
Pm
Pràsios - d dimos, termine greco (verdastro –
doppio)
Prometeo, figura della mitologia greca
Protoattinio
Pa
Pròtos aktìs, termine greco (che viene prima del raggio)
Radio
Ra
Radium, termine latino (raggio), poichè emette radiazioni
Radon
Rn
Radio, poiché si genera dal Radio per decadimento alfa
Rame
Cu
Renio
Re
Aes (gen. aeris), termine latino (rame, bronzo). Nel latino più tardo "aeramen". La
maggior parte del rame arrivava a Roma dall'isola di Cipro (aes cyprium), da cui il
simbolo Cu (Cuprum o Cyprum)
Reno, il fiume europeo
Rodio
Rh
Rubidio
Rb
Ròdon, termine greco (rosa), per il colore assunto
dalle soluzioni di molti suoi composti (complessi)
Rùbidus, termine latino (rosso scuro), dal colore di una delle sue righe spettrali
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Rutenio
Rutherfordio
(Kurciatovio)
Samario
Ru
Rf
(Ku)
Sm
Rutenia, o "Piccola Russia", nome assegnatogli nel 1845 dal chimico russo Claus
E. Rutherford ( coniato dagli americani)
I.V. Kurchatov (coniato dai russi)
Samarskite, nome del minerale scoperto da von
Samarski in cui Lecoq individuò successivamente
(1879) l'elemento
Scandiam, nome latino della Scandinavia, nome assegnatogli dal suo scopritore svedese
(Nilson)
Selène, termine greco (luna), nome coniato da
Berzelius, che lo scoprì nel 1817, per la sua
somiglianza con il Tellurio
Sìlex, termine latino (selce, pietra focaia),
Scandio
Sc
Selenio
Se
Silicio
Si
Sodio
Na
Stagno
Sn
Soda, termine medievale che indicava il carbonato
di sodio. Forse dall'arabo sarwwad, pianta dalle cui
ceneri si ricavava la soda. Il simbolo chimico (Na)
deriva dal latino natrium
Stagnum, termine latino (stagno)
Stronzio
Sr
Strontian, località mineraria scozzese nell'Argyllshire
Tallio
Tl
Tantalio
Ta
Thallòs, termine greco (germoglio verde), per il colore verde di una delle sue righe
spettrali
Tantalos, dal greco , un personaggio mitologico
Tecnezio
Tc
Tellurio
Te
Terbio
Tb
Titanio
Ti
Torio
Th
Tullio
Tm
Tungsteno
(Wolframio)
W
Uranio
U
Vanadio
V
Thule, antico nome della Scandinavia,
nome assegnatogli dal suo scopritore svedese
Clève nel 1879
Tung Sten, termine svedese (pesante pietra), chiamato
anche nella letteratura tedesca Wolframio (wolf ram =
sporcizia di lupo)
Urano, nome coniato dallo scopritore Klaproth (1789) in omaggio alla recente (1781)
scoperta del pianeta
Vanadis, nome di una divinità scandinava
Xeno
Xe
Xènos, termine greco (straniero), per la sua rarità
Zinco
Zn
Zink, termine tedesco
Zirconio
Zr
Zolfo
S
Zircone, minerale dal quale è stato isolato nel 1787 da
Klaproth. Dal greco Hyàkinthos (giacinto) o dall'arabo
zargum (color oro), per il colore di alcune varietà
pregiate di zircone
Sulphur, termine latino (zolfo)
Technetòs, termine greco (artificiale) perchè esistono solo suoi isotopi creati
artificialmente
Tèllus, termine latino (terra), nome coniato dallo
scopritore Klaproth (1789) in contrapposizione
all'elemento Uranio scoperto nello stesso anno
Ytterby, località svedese in cui fu scoperto
Titani, figure mitologiche figli di Urano, scoperto da Gregor (1791), il nome gli fu
assegnato da Klaproth in relazione all'elemento Uranio scoperto due anni prima
Thor, il dio scandinavo del tuono
*5
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Per gli elementi con numero atomico maggiore di 100 i nomi ed i simboli derivano direttamente dal numero atomico
dell'elemento utilizzando le seguenti radici numeriche:
0 = nil
4 = quad
8 = oct
1= un
5= pent
9= enn
2 = bi
6 = hex
3 = tri
7 = sept
Le radici sono sistemate in successione seguendo il numero atomico e terminando con il suffisso "ium". Il simbolo è formato
dalle lettere iniziali delle radici numeriche che compongono il nome.
Es:
4
suffisso
Atomo 104
1
0
un
nil
quad
ium
nome: Unnilquadium
simbolo: Unq
Eccezioni:
nomi e simboli approvati
101 Mendelevio Md
102 Nobelio No
103 Laurenzio Lr
104 Rutherfordio Rf
nomi e simboli proposti
105 Dubnio Db
106 Seaborgio Sg
107 Bohrio Bh
108 Hassio Hs
109 Meitnerio Mt
BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
ANODO
elettrodo (estremità di un conduttore oltre la quale la conduzione non avviene più in
un mezzo solido) a potenziale positivo rispetto al catodo.
ATOMO
particella unitaria che costituisce la materia. Il suo nome vuol dire indivisibile, così
come pensavano gli atomisti, ma in realtà non è così: nell’atomo esistono particelle
ancora più piccole (subatomiche), come l’elettrone, il protone, il neutrone.
CAMPO MAGNETICO
CATODO
elettrodo destinato all’emissione di elettroni; ha potenziale negativo rispetto all’anodo.
COMPOSTO
sostanza pura che può essere scomposta in sostanze più semplici. Molecola
costituita da atomi diversi.
DIFFRAZIONE
fenomeno consistente nella deviazione della traiettoria di propagazione delle onde
(come la luce o i suoni) quando trovano un ostacolo nel loro cammino.
DIFFERENZA DI
POTENZIALE
lavoro compiuto per spostare una carica elettrica unitaria da un punto all’altro di un
campo elettrico.
ELEMENTO
sostanza pura che non può essere scomposta in sostanze più semplici. Molecola
costituita da atomi uguali
ELETTRONE
particella negativa presente nell’atomo. Ha una massa di 1,9x10-31Kg e una carica
elettrica di – 1,6 x 10-19 C.
INTERFERENZA
IONE
ISOTOPO
*2
campo di forze generato nello spazio dal movimento di una carica elettrica.
è la manifestazione di una interazione avvenuta tra onde elettromagnetiche.
atomo singolo o gruppo di atomi con carica elettrica negativa o positiva.
atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa per un diverso
numero di neutroni.
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MAGNETE
MOLECOLA
NEURONE
corpo che genera un campo magnetico.
aggregato stabile di due o più atomi che possiede le caratteristiche chimico-fisiche
proprie della sostanza che costituisce.
particella elettricamente neutra contenuta,
NUMERO ATOMICO
numero di protoni presenti in un atomo. Poiché allo stato fondamentale l’atomo è
neutro, il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni.
NUMERO DI MASSA
somma tra il numero di protoni e quello di neutroni presenti in un atomo. Gli atomi
dello stesso tipo (quindi con stesso numero atomico) che hanno un diverso numero
di massa si dicono isotopi.
PROTONE
particella subatomica positiva contenuta nel nucleo di un atomo. Ha una massa di
1,67 x 10-27 Kg e la stessa carica dell’elettrone ma di segno opposto.
RIFRAZIONE
è la deviazione subita da un’onda .quando passa da un mezzo a un altro e cambia
la sua velocità di propagazione
ORBITALE ATOMICO
regione dello spazio intorno al nucleo in cui vi è la massima probabilità di trovare
l’elettrone.
TECNICHE
SPETTROSCOPICHE
tecniche di analisi che sfruttano l’interazione tra le radiazioni elettromagnetiche e la
materia, per esempio un campione che deve essere analizzato. I risultati delle analisi
si ottengono sottoforma di spettri: grafici che esprimono l’energia emessa o assorbita
dal campione in funzione di un parametro elettromagnetico (p.es. la lunghezza
d’onda).
*1
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
*+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 4
La configurazione elettronica
Dalla distribuzione degli elettroni negli orbitali dipende il comportamento chimico degli atomi
• 4.1
Numeri quantici e distribuzione degli elettroni nell’atomo
Unità 4.1
Numeri quantici e distribuzione degli elettroni nell’atomo
4.1.1 I NUMERI QUANTICI
• n, numero quantico principale, indica il livello energetico e le dimensioni degli orbitali. Insieme ad l determina l’energia
dell’orbitale. Può assumere valori interi, in genere, compresi tra 1 e 7.
• l, numero quantico secondario o angolare, indica il sottolivello energetico e la forma degli orbitali. Dipende dal valore di n.
Può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1.
• m, numero quantico magnetico, indica l’orientamento nello spazio della nuvola elettronica ed il numero degli orbitali.
Dipende dal valore di l. Può assumere tutti i valori compresi tra -l e +l.
• s, numero quantico magnetico di spin, indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse, può avvenire in
senso orario o antiorario, assumendo rispettivamente i valori - ½ e + ½
Riempimento degli orbitali
Vediamo come, al variare dei numeri quantici, si ottengono gli orbitali.
Facciamo il caso per il quale n (numero quantico principale) è 1.
Se n = 1 l’unico valore che può assumere l è l = 0
Questo perché le regole di selezione già menzionate ci dicono che i valori che può assumere l (numero quantico angolare
o secondario) vanno da 0 a n-1. Per l = 0 abbiamo sempre orbitali di tipo s. Quindi parlare di orbitali per i quali l = 0 o orbitali
di tipo s è la stessa cosa. Questi orbitali sono a simmetria sferica vanno cioè immaginati come delle superfici sferiche sulle
quali è elevata la probabilità di trovare addensamenti di carica negativa e cioè gli elettroni.
L’unico valore che invece può assumere m (numero quantico magnetico), essendo permessi i valori che vanno da – l a +l,
ed essendo in questo caso l= 0 sarà m = 0. Possiamo concludere che nel primo livello energetico abbiamo solo l’orbitale 1s.
Per quanto riguarda i valori che può assumere il numero quantico magnetico di spin s la discussione verrà fatta quando
sarà studiata la configurazione elettronica degli elementi.
Vediamo adesso gli orbitali che appartengono al secondo livello energetico e cioè quello per il quale n (numero quantico
principale) è 2.
I possibili valori che possono assumere i numeri quantici l ed m sono:
l=0
m=0
orbitale 2s
l=1
m = -1, 0, +1
orbitali 2px 2py 2pz
Per l = 1 abbiamo quindi un nuovo tipo di orbitali: gli orbitali p.
Da notare che i possibili valori di m per l = 1 sono tre e poiché m rappresenta di fatto le possibili orientazioni nello spazio
degli orbitali si deduce che 3 sono gli orbitali di tipo p che distinguiamo in px py pz (diretti lungo le direzioni dei tre assi
cartesiani).
Nel terzo livello energetico e quindi quando n = 3 i possibili valori che possono assumere i numeri quantici l ed m sono:
l=0
m=0
orbitale 3s
l=1
m = -1, 0, +1
orbitali 3px 3py 3pz
l=2
m = -2, -1, 0, +1, +2
orbitali 3dxy 3dxz 3dyz 3dx2-y2 3dz2
*.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Quando l = 2 abbiamo un nuovo tipo di orbitali: gli orbitali d. Anche qui c’è da notare che i possibili valori di m per l = 2
(orbitali d) sono cinque e 5 saranno le possibili orientazioni nello spazio degli orbitali di tipo d.
Per n = 4 i possibili valori che possono assumere i numeri quantici l ed m sono:
l=0
m=0
orbitale 4s
l=1
m = -1, 0, +1
orbitali 4px 4py 4pz
l=2
m = -2, -1, 0, +1, +2
orbitali 4dxy 4dxz 4dyz 4dx2-y2 4dz2
l=3
m = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 orbitali 4f (sono 7)
Quando l = 3 abbiamo un nuovo tipo di orbitali: gli orbitali f.
Da notare, in questo caso, che i possibili valori di m per l = 3 sono sette e poiché m rappresenta sempre le possibili
orientazioni nello spazio degli orbitali da questo possiamo dedurre che 7 sono gli orbitali di tipo f.
Numeri quantici e orbitali atomici (schema riassuntivo)
N
l (orbitale)
m
nome orbitale
elettroni
1
0 (s)
0
0 (s)
0
1 (p)
-1 0 +1
0 (s)
0
1 (p)
-1 0 +1
2 (d)
-2 -1 0 +1 +2
0 (s)
0
1 (p)
-1 0 +1
2 (d)
-2 -1 0 +1 +2
3 (f)
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
1s
2
2s
2
2px 2py 2pz
2 2 2 =6
Tot. elettroni =8
3s
2
3px 3py 3pz
2 2 2 =6
3dxy 3dxz 3dyz 3dx2-y2 3dz2
2 2
2
2
2 = 10
Tot. elettroni =18
4s
2
4px 4py 4pz
2
2 2 =6
4dxy 4dxz 4dyz 4dx2-y2 4dz2
2
2
2
2
2 = 10
7 orbitali 4f =14
Tot. elettroni =32
2
3
4
Esercizi
1) Trovare, applicando opportunamente le regole, gli orbitali che si ottengono quando il numero quantico principale
assume i valori 5, 6 e 7 e completare quindi la tabella precedente.
…………………………………………....…........................................…………
2) Identificare il numero quantico principale e il numero quantico secondario dei seguenti orbitali: 4s, 3d, 2p, 6f.
…………………………………………....…........................................…………
3) Stabilire quali tra i seguenti orbitali possono esistere: 2d, 2s, 3f, 1d, 5p
…………………………………………....…........................................…………
4.1.2 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI
La configurazione elettronica degli elementi è una rappresentazione di come gli elettroni occupano gli orbitali che abbiamo
precedentemente visto. Le motivazioni che ci spingono a capire la distribuzione degli elettroni intorno al nucleo è che essa
segnerà un ruolo fondamentale per capire la periodicità delle caratteristiche chimiche degli elementi (atomi) e delle sostanze
da essi formati; argomenti questi che verranno trattati in seguito. Ci sono delle regole da rispettare nella costruzione della
configurazione elettronica di ciascun elemento. Intanto gli elettroni, che indicheremo con delle frecce in alto o in basso a
distinguere lo spin , vanno a riempire gli orbitali atomici cominciando dall’orbitale ad energia più bassa.
Partiamo dalla configurazione elettronica dell’elemento a più basso numero atomico: l’idrogeno (n. elettroni =1). 1H
L’unico elettrone dell’idrogeno va collocato nell’orbitale ad energia più bassa: l’orbitale 1s. In questa rappresentazione gli
orbitali sono costituiti da quadratini e gli elettroni da frecce.
1s
**
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Il secondo elemento della tabella periodica è l’Elio (n. elettroni =2). 2He
La configurazione elettronica dell’elio è la seguente:
1s
L’atomo di elio ha quindi due elettroni. Entrambi gli elettroni si collocano nello stesso orbitale ma come si vede il verso delle
due frecce che rappresentano gli elettroni è opposto. Cosa rappresenta il verso opposto delle frecce?
Rappresenta il numero quantico magnetico di spin. Un elettrone avrà spin +1/2 e l’altro spin -1/2.
Il terzo elemento della tabella periodica è il Litio (n. elettroni = 3). 3Li
La configurazione elettronica del Litio è la seguente:
2s
1s
Due elettroni si collocano quindi nell’orbitale 1s, il terzo elettrone nell’orbitale 2s che appartiene al secondo livello di energia.
Mettiamo un po’ di ordine e diamo delle regole
1. Principio di minima energia: nella costruzione della configurazione elettronica, detta anche aufbau (costruzione in
tedesco), degli elementi, gli elettroni vanno ad occupare prima gli orbitali ad energia più bassa e poi gli altri ad energia
sempre più alta.
2. Un orbitale atomico può ospitare al massimo due elettroni con spin opposto (spin antiparallelo) e questo per soddisfare
il Principio di esclusione di Pauli il quale afferma che all’interno di un atomo non possiamo avere due elettroni con tutti
e quattro i numeri quantici uguali
Il quarto elemento della tabella periodica è il Berillio (n. elettroni = 4). 4Be
La configurazione elettronica del Berillio è la seguente:
2
2s
1s
Configurazioni elettronica del boro (n. elettroni = 5) 5B
2
2px
2py
2pz
2s
1s
Il quinto elettrone del boro va in un orbitale 2p.
Configurazioni elettronica del carbonio (n. elettroni = 6) 6C
*)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2py
2px
2pz
2s
1s
Perché il sesto elettrone del carbonio va a finire nell’orbitale 2py piuttosto che nell’orbitale 2px con spin antiparallelo?
3. Principio di massima molteplicità di spin o regola di Hund: quando più elettroni devono occupare orbitali alla stessa
energia (orbitali degeneri) si distribuiscono prima occupando tutti gli orbitali con lo stesso spin e poi completando gli orbitali
stessi.
Vediamo la configurazione elettronica dell’ossigeno (n. elettroni = 8) 8O
2px
2py
2s
2pz
orbitali degeneri
1s
Esercizio
1) Scrivere la configurazione elettronica di tutti gli atomi fino all’atomo di Argon….
Configurazione elettronica dell’Argon (n. elettroni = 18) 18Ar
3px
3py
3pz
3s
2px
2py
2pz
2s
1s
*(
4s
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
2) Configurazione elettronica del potassio (n. elettroni =19) 19K
Perché il 19° elettrone del potassio va a collocarsi nell’orbitale 4s?
4s
3px
3py
3pz
3s
2px
2py
2pz
2s
1s
Il motivo per il quale l’ultimo elettrone del Potassio va ad occupare l’orbitale 4s e non l’orbitale 3d sta nel principio di
minima energia e allora, evidentemente, l’energia dell’orbitale 4s è inferiore a quella dell’orbitale 3d.
Vediamo quindi come ricavare l’ordine di riempimento degli orbitali atomici. A causa delle interazioni elettroniche i valori
delle energie degli orbitali variano in modo alquanto complicato all’aumentare del numero totale di elettroni presenti. E’
possibile ,tuttavia, ricavare l’ordine relativo dei livelli energetici degli orbitali mediante una regola mnemonica abbastanza
semplice e generalmente valida, salvo eccezioni come per esempio l’oro(Au),il rame (Cu), l’argento (Ag).
Quindi, per prima cosa si scrivono gli orbitali nel seguente ordine:
e poi si tracciano delle diagonali...
…si legge dal basso verso l’alto e da destra verso sinistra così come sono state tracciate le diagonali.
L’ordine risultante è:
1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p.
In questo modo si ricava l’ordine di riempimento degli orbitali atomici dello stato fondamentale!
Nella trattazione per rappresentare gli orbitali sono stati usati dei quadratini e per rappresentare gli elettroni delle frecce.
Tra le altre esiste una rappresentazione nella quale scompaiono i quadratini ma viene scritto il numero di elettroni contenuti
negli orbitali come apice degli stessi . Es.:
2s
diventa 2s2
e
2px
2py
2pz
diventa 2p4
*$
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Esempi:
H (numero atomico 1) = 1s1
He (numero atomico 2) = 1s 2
Li (numero atomico 3) = 1s2 2s1
Be (numero atomico 4) = 1s2 2s2
B (numero atomico 5) = 1s2 2s2 2p1
C (numero atomico 6) = 1s2 2s2 2p2
O (numero atomico 8) = 1s2 2s2 2p4
Ne (numero atomico 18) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Na (numero atomico 19) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Cu (numero atomico 29) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
e non come ci si aspetterebbe utilizzando la regola prima illustrata che avrebbe portato a scrivere 1s2 2s2 2p63s2 3p6 3d9 4s2
Au (numero atomico 79) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s1
e non 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d9 6s2
Le ultime due configurazioni elettroniche illustrate come anche altre, presenti soprattutto tra i metalli di transizione e dei
transuranici, dipendono da particolari situazioni energetiche che in questa sede non approfondiamo e che potrai osservare
nello studio dell’unità riguardante la tabella periodica.
BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
)'
CONFIGURAZIONE
ELETTRONICA
rappresentazione della distribuzione degli elettroni in un atomo in livelli e sottolivelli
energetici.
NUMERI QUANTICI
parametri numerici che servono per descrivere in termini fisici l’orbitale atomico.
Corrispondono e definite quantità di energia e indicano il livello energetico, la forma
e l’orientamento degli orbitali.
ORBITALE ATOMICO
regione dello spazio intorno al nucleo in cui vi è la massima probabilità di trovare
l’elettrone.
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 5
Gli elementi chimici
Antica stampa del XXIII secolo, Museo Nazionale di Monaco: passaggio dall’ Alchimia alla Chimica,
dalla magia alla Scienza!
•
•
5.1 Mendeleev e la tavola
periodica
•
5.2 Le proprietà periodiche
•
5.3 Alcune situazioni
particolari
Esercizi
Unità 5.1
Mendeleev e la tavola periodica
5.1.1 MENDELEEV E LA TAVOLA PERIODICA
Quanti sono gli elementi conosciuti? Attualmente sono ben 116 tra quelli naturali ed artificiali o transu transuranici.
Alcuni sono noti fin dalla preistoria, il Ferro naturalmente (si pensi all’ età del ferro) ma anc o il Rame (età del bronzo), l’Oro
( il magnifico tesoro del Faraone), l’Argento, il Piombo, lo Stagno e il Mercurio (durante il Medioevo, quando la Chimica non
esisteva sono stati alla base dell’ Alchimia e sono stati associati ai pianeti noti: l’Oro al Sole, l’Argento alla Luna, e così via:
ricordi i loro simboli chimici?). Tutti gli altri sono stati scoperti nei secoli seguenti e non solo: la ricerca continua e le scoperte
di nuovi elementi chimici avvengono senza interruzione.
Durante il XIX secolo il numero degli elementi scoperti crebbe in modo esponenziale ed un chimico russo Mendeleev nel
1869, riuscì a prevedere l’esistenza di elementi non ancora conosciuti, descrivendone esattamente le caratteristiche chimiche
e fisiche. Come fece?
Abbiamo visto che ogni atomo è contraddistinto da un nucleo costituito da un certo numero di neutroni e di protoni.
Quest’ultimi, in un atomo, sono pari al numero di elettroni, in quanto è ormai noto che l’atomo è elettricamente neutro e
quindi se, ad esempio nell’atomo di Carbonio sono presenti 6 particelle con carica positiva nel nucleo (protoni), la carica
verrà neutralizzata con 6 particelle cariche negativamente (elettroni), esternamente al nucleo atomico. Gli elettroni, a loro
volta organizzati secondo una propria configurazione elettronica che caratterizza il comportamento chimico e quindi la
capacità di reazione dell’atomo stesso.
E’ possibile quindi individuare gli atomi attraverso due soli numeri che, insieme al simbolo chimico dell’elemento, ne
costituiscono una specie di “carta d’identità”:
A
Z X
RICORDIAMO
L’ATOMO
E’
costituito
Da
ELETTRONI
ed
NUCLEO
un
Costituito
E’
rappresentato
dal
individuati
da
caratterizzato
da
Z
A
da
SIMBOLO
X
PROTONI
Z
NEUTRONI
A-Z
)5
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Ogni atomo, quindi, avendo una struttura elettronica caratteristica costituisce una “UNITA’ CHIMICA” indipendente ed
autonoma, ma è possibile che atomi diversi posseggano lo stesso numero di elettroni nell’ultimo livello, proprio quegli
elettroni che sono coinvolti nelle reazioni chimiche. Questo determina di conseguenza una reattività simile che li accomuna,
così come, pur conservando la propria individualità, un gruppo di amici si forma perché è caratterizzato dall’avere degli
interessi simili, delle AFFINITA’.
E’ stato proprio il russo Mendeleev che grazie a questa intuizione, è riuscito ad evidenziare le AFFINITA’ tra le caratteristiche
chimiche, ma anche fisiche, degli elementi che allora erano noti, concludendo con la seguente legge “periodica”:
“Le proprietà degli elementi variano con cadenza periodica all’aumentare della massa atomica”
Ciò gli ha permesso di pubblicare la sua prima TAVOLA
PERIODICA, ottenuta ordinando gli elementi allora noti, in
una successione orizzontale (PERIODI) e ponendo l’uno
sotto l’altro gli atomi che possedevano lo stesso numero di
elettroni nell’ultimo livello, così come in un testo quando si
conclude un periodo si và a capo; si formarono così delle
colonne (GRUPPI) che mostravano proprietà chimiche e
fisiche simili.
Nel corso degli anni la "TAVOLA" di Mendeleev è stata
modificata e completata e si è giunti ad una sua
interpretazione più completa e corretta:
le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche
dei numeri atomici anziché delle masse atomiche
Infatti:
la reattività chimica di un elemento e quindi la sua
configurazione elettronica, sono individuate dalla sua
posizione nella Tavola Periodica quindi dal Periodo e dal
Gruppo di appartenenza.
APPROFONDIMENTO STORICO
Il merito più sensazionale di Mendeleev 1834 - 1907 è
che lasciò nella sua tavola periodica degli elementi, dei
buchi vuoti affermando che si trattava di elementi
ancora da scoprire, anticipandone però le
caratteristiche. Chiamò questi elementi Eka-boro, Ekaalluminio, Eka-silicio. Il mondo della chimica rimase
scettico. Intanto però Gustav Robert KIRCHOFF 18241887 e Robert BUNSEN 1811-1899 (inventore del
becco bunsen) costruirono il primo spettroscopio che
permetteva una capacità di ricerca fino ad allora
inimmaginabile. Nel 1860 trovarono il Cesio, nel 1861 il
Rubidio. Altri chimici utilizzarono lo spettroscopio e
Lecoq 1838-1912 scoprì nel 1875 il Gallio, che appena
preparato in quantità sufficienti per poterlo studiare,
venne riconosciuto da Mendeleev come il suo Ekaalluminio. Nel 1879 il chimico svedese Lars NILSON
1840-1899 scoprì lo Scandio che assomigliava all’ Ekaboro e successivamente Clemens WINKLER 18381904 scoprì il Germanio risultato essere l’Eka-silicio. Il
valore delle affermazioni di Mendeleev era
FORMIDABILE.
La tavola periodica moderna
Guardando attentamente la Tavola Periodica si nota che:
1. Ogni elemento è scritto in una casella ed è caratterizzato da una serie di parametri
2. Il posto che occupa ogni elemento dipende dal suo Numero Atomico (Z)
3. Le colonne (righe verticali) che formano i GRUPPI sono 18 e sono ordinati con la numerazione romana:
da IA a VIII A per le colonne laterali, da I B a VIII B per i gruppi centrali.
Nelle tavole moderne la numerazione va da 1 a 18 (seguendo le norme IUPAC).
4. Le righe orizzontali formano i PERIODI sono 7 e sono indicate con numeri cardinali (da 1 a 7)
5. I colori possono indicare lo stato di aggregazione di ogni elemento nelle sue condizioni standard (P=1atm
e T=25°C), la presenza di elementi artificiali.
)2
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Alla luce delle osservazioni fin qui fatte e di quanto già noto, se costruiamo la configurazione elettronica di alcuni elementi
appartenenti allo stesso gruppo ed allo stesso periodo, verificheremo quanto detto nel paragrafo precedente.
Considerando gli elementi che appartengono ad uno stesso gruppo, ad esempio il primo (H, Li, Na, K) e soffermando la
nostra attenzione sugli elettroni esterni, cioè gli elettroni che si trovano sul livello più esterno (chiamati elettroni di valenza o
guscio di valenza), notiamo che hanno tutti un solo elettrone . Dalla tabella è evidente che in generale
gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno sempre lo stesso numero di elettroni esterni; possiamo quindi dire
che essi hanno le stesse caratteristiche chimiche e fisiche poiché hanno lo stesso numero di elettroni di valenza
- Nel gruppo I A
- Nel gruppo IV A
- Nel gruppo VII A
tutti gli atomi posseggono 1 e– esterno
tutti gli atomi posseggono 4 e– esterni
tutti gli atomi posseggono 7e– esterni
Inoltre:
il valore numerico del Gruppo A, corrisponde al numero degli elettroni esterni.
Osserviamo ora gli elementi appartenenti allo stesso Periodo, notiamo che il Litio (Li), il Carbonio (C), il Fluoro (F) che
appartengono tutti al secondo Periodo hanno gli elettroni esterni sul secondo livello energetico , mentre il Potassio (K),
il Germanio (Ge), il Bromo (Br) che appartengono al quarto Periodo hanno gli elettroni esterni sul quarto livello
energetico. Lo stesso si verifica per il Sodio (Na), il Silicio (Si) ed il Cloro (Cl) che appartengono tutti al terzo Periodo
proprio perchè i loro elettroni di valenza stanno completando il terzo livello energetico .
Esiste quindi una corrispondenza tra il numero del livello energetico occupato dagli elettroni di valenza e il numero
del periodo,
RICORDA, scorrendo nel periodo cambiano le proprietà chimiche ma soprattutto fisiche poiché gli elementi, pur avendo
lo stesso livello incompleto hanno un differente numero di elettroni.
Importante…!!
I gas nobili ci forniscono la “chiave” per aprire la stanza dei segreti del sistema periodico. In effetti tutti gli elementi chimici
cercano di imitare i gas nobili: la loro quasi totale inerzia chimica è segno di un raggiunto equilibrio energetic
INTERAGISCI CON IL LIBRO
Osserva tutti gli elementi della Tavola Periodica, quali sono quelli che conosci per tua esperienza personale?
Scrivi in questa pagina perché li conosci, il loro nome ed il loro simbolo
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
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L’elemento più abbondante sulla terra è il Ferro (Fe, Z=26), che costituisce più di un terzo della massa del pianeta, il
più raro è l’Astato (At, Z=85). L’atmosfera è costituita per 3/4 dí Azoto (N, Z=7). Il 99.25% della crosta terrestre e
dei mari è costituito da soli nove elementi chimici, oltre al ferro tra i più impor-tanti ci sono l’Ossigeno (O, Z=8), ll
Silicio (Si, Z=14), l’Idrogeno (H, Z=1), l’Alluminio (Al, Z=13), il Magnesio (Mg, Z=12), il Sodio (Na, Z=11) ed il
Cloro (Cl, Z=17). Nel cosmo l’elemento predominante è l’Idrogeno,( H, Z=1) seguito dall’Elio (He, Z=2).
Ti ritrovi con gli elementi che conosci ? Forse avrai considerato anche altri che magari sono più rari, come l’Oro (Au),
l’argento (Ag), il Rame (Cu), hai visto che si trovano tutti nello stesso Gruppo? Nel Gruppo successivo ci sono altri metalli
che avrai sentito sicuramente nominare: il Mercurio (Hg), l’unico metallo liquido a temperatura ambiente, il Cadmio (Cd)
presente nelle batterie che utilizzi, insieme al Nichel (Ni) che invece si trova nel gruppo precedente. Oltre al Cloro (Cl) avrai
sentito parlare del Fluoro (F), si trovano tutti e due nel settimo gruppo insieme al Bromo (Br ) ed allo Iodio (I).
Il Silicio (Si) si trova insieme al Carbonio (C) nel IV Gruppo e l’Azoto (N) insieme al Fosforo (P) nel V (sai perché sono
importanti?) Insieme all’Elio (He, sole) c’è anche il Neon (Ne , nuovo), il gas che si utilizza nelle lampade a basso
consumo; con l’Argon (Ar, fedele), il Kripton (Kr, nascosto) (da non confondere con la KRIPTONITE che NON esiste),
lo Xeno (Xe, straniero) ed il Radon (Rn, raro) appartengono tutti all’ultimo gruppo, l’VIII.
DIVERTIAMOCI CON LA TAVOLA PERIODICA
Individuata
dal
GRUPPO
NUMERO
ELETTRONI
ULTIMO
LIVELLO
POSIZIONE
Individuata
dal
PERIODO
CONFIGURAZIONE
ELETTRONICA
ULTIMO
LIVELLO
Esercizio
Adesso che conosciamo il segreto della Tavola Periodica a completare la configurazione elettronica e a prevedere la
posizione nella Tavola Periodica proviamo:
Il Neon (Ne Z=10) ha la configurazione 1s2.................., l’Argon (Ar Z=18) ) ha la configurazione 1s22s22p6…….....……, il
Kripto (Kr Z=36) ha la configurazione 1s22s22p63s22p6……….....… come avrai capito questi elementi si trovano tutti nello
stesso Gruppo, l’VIII, rispettivamente nel 2°, nel 3° e nel 4° Periodo.
FEFJ@9IG>GDI6JGAS NOBILI <HB@9JAFEFJD=DDIJ?HIJ8GAJHJ9GEEFJ=EGJA@GBAIAAI>GJDHE?HE7GJGJBHG8IBH6J:IADFJ@9HJ9GEEF
C,=CDI>FJCI:HCCFJ@F><CHDFJ8=GB?GE?FJA=CCGJDG:FCGJ:H?BGIJ@9HJGJ0=HADFJ8B=<<FJG<<GBDHE8FEFJGCDBIJJDBHJHCH>HEDI6JDBGJ@=IJC,He
@9HJ@FADID=IA@HJ=E,H@@H7IFEHJ<HB@9JJ<=BJ<FAAH?HE?FJAFCFJ?=HJHCHDDBFEI6JAIJDBF:GJIEJ0=HADFJ8B=<<F;J-GJA<IH8G7IFEHJADG
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
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<HB@9J/JADGDFJAD=?IGDFJ?=BGEDHJIJ<BI>IJHA<HBI>HEDIJA=CCGJBG?IFGDDI:ID&6JICJG?IF6JG ((
Qual è la sua configurazione elettronica? Hai già individuato che ha due elettroni nell’ultimo livello che sarà il settimo visto
che abbiamo detto che si trova nel 7° periodo quindi la configurazione degli elettroni di Valenza sarà 7s2.
E la configurazione completa? E’ un po’ lunga ma facile se ricordiamo che tutti i livelli precedenti all’ultimo sono riempiti
completamente, basta seguire il principio dell’Aufbau che hai studiato nei capitoli precedenti e posizionare tutti gli 86 elettroni
che ti sono rimasti!
Un modo un po’ più sintetico per rappresentare una configurazione elettronica è quello di fare riferimento al gas nobile che
precede l’elemento considerato ed evidenziare solo gli elettroni di valenza, ad esempio per il Radio si può scrivere in questo
modo [ Rn ] 7s2
Sai spiegare perché? Avrai capito che dipende dal fatto che i gas nobili “chiudono” il Periodo perché hanno completato il
livello corrispondente e quindi la loro configurazione elettronica corrisponde al livello precedente l’ULTIMO livello,
INCOMPLETO, dell’elemento considerato.
Adesso è più semplice, proviamo con lo Iodio che si trova nel VII Gruppo e nel 5° Periodo
Schematizziamo:
Consideriamo adesso il Ca (Z=20) ha quindi 20 elettroni, la sua configurazione è
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 o più brevemente [Ar] 4s2
quindi qual è il suo posto nella Tavola? Naturalmente si troverà nel II Gruppo e nel 4° Periodo. Continuando a scorrere il
Periodo, troviamo lo Scandio che è il primo degli elementi appartenenti ai Gruppi B, il suo Numero Atomico è 21 e secondo
il diagramma energetico relativo agli orbitali (ricorda la regola della diagonale), l’elettrone in più rispetto al Calcio si posiziona
su uno degli orbitali 3d quindi su un orbitale più interno rispetto al suo ultimo livello (4°).
=HADGJ/J=EGJ@GBGDDHBIADI@GJ?IJD=DDIJ8CIJHCH>HEDIJ?HIJB=<<IJJ@9HJ0=IE?IJ9GEEFJHCHDDBFEIJIEJ=EJCI:HCCFJ<I#JHADHBEFJAHE7GJG:HBH
@F><CHDGDFJ?HCJD=DDFJIJCI:HCCIJ<BH@H?HEDIJ
In base a quello che abbiamo appena detto sei in grado di prevedere qual è l’elemento che ha riempito tutti gli orbitali d e
quindi completato il terzo livello? Come avrai verificato è lo Zinco (Zn) che ha 30 come Numero Atomico e quindi 10 elettroni
in più rispetto al Calcio, corrispondenti agli elettroni necessari per completare i 5 orbitali 3d.
Se adesso passiamo al Gallio (Ga, Z=31) l’elettrone in più si posizionerà nell’orbitale 4p continuando riempire gli orbitali
dell’ultimo livello (4°).
INTERAGISCI CON IL LIBRO
Prova a verificare quanto detto prima con l’Ittrio (Y, Z= 39) ed il Cadmio (Cd, Z=48)
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Tutti gli elementi appartenenti al blocco centrale della Tavola Periodica, indicati come elementi del Gruppo B, sono detti
METALLI DI TRANSIZIONE perché costituiscono il passaggio relativo al riempimento di orbitali più interni ma con energia
più alta rispetto all’orbitale esterno.
Considerando ora gli elementi di transizione successivi al Bario (Ba, Z=56), il Lantanio (La, Z=57) e l’Afnio (Hf, Z=72); si
tratta di elementi pesanti, come era prevedibile visto che si trovano nel 6° Periodo, ma ti sarai accorto che c’è un apparente
errore, mentre i numeri atomici dei primi due elementi si differenziano di una sola unità come previsto, tra il secondo ed il
terzo elemento c’è una differenza di 15 unità. Probabilmente avrai intuito che tra questi due elementi devono essercene
altri, precisamente quattordici, ed è effettivamente così.
La spiegazione di questo comportamento è subito chiarita se consideriamo l’ordine energetico dei metalli molto pesanti, in
cui l’energia dell’orbitale 4f è più alta di quella dell’orbitale 6s e quindi tutti questi elementi, pur avendo 2 elettroni nel sesto
livello (6s2), prima di riempire gli orbitali 5d devono ancora completare gli orbitali di tipo 4f
sono i LANTANIDI, appartengono alle cosiddette Terre Rare e sono difficilmente separabili perché presentano
caratteristiche chimiche e fisiche molto simili.
Il primo elemento di questa serie è il lantanio, il suo nome proviene dal greco (lantanein) e vuol dire sono
nascosto, sfuggo l’osservazione, a sottolinearne la rarità di questi elementi e le difficoltà trovate per
arrivare a separarli tramite purificazione chimica.
Gli Attinidi sono 14 elementi radioattivi con numero atomico compreso tra 90 e 103, raggruppati intorno
all’Uranio. La serie comprende in ordine di numero atomico crescente, i radioattivi naturali Attinio, Torio,
Protoattinio, Uranio e i radioattivi artificiali, detti transuranici: Nettunio, Plutonio, Americio, Cu-rio, Berkelio,
Californio, Einsteinio, Fermio, Mendelevio, Nobelio e Laurenzio. In questa serie troviamo anche gli elementi
transuranici (che seguono l’Uranio) U numero atomico Z = 92 l’ultimo tra gli elementi della tavola periodica
a trovarsi in natura. Gli elementi che seguono, a partire dal Plutonio Pu numero atomico Z=93 sono stati
creati artificialmente dagli scienziati.
Nuova Chiave di Lettura del Sistema Periodico
In base alle considerazioni fatte quindi la Tavola Periodica può essere divisa in 4 blocchi considerando i sottolivelli
(orbitali) occupati dagli elettroni di valenza:
Questa rappresentazione estesa della Tavola Periodica fornisce un'idea visivamente più chiara delle caratteristiche periodiche,
inserendo anche le serie di riempimento degli orbitali d, cioè le serie di transizione e quelle di riempimento degli orbitali f.
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L’interpretazione in questo modo è immediata, si vede facilmente la successione del riempimento degli orbitali e l’ordine
di periodicità per cui le prime due colonne corrispondono agli elementi che stanno riempiendo gli orbitali s (due colonne
due elettroni) poi si passa al riempimento degli orbitali p (sei colonne
sei elettroni). Dal terzo periodo incomincia
il riempimento degli orbitali d (dieci colonne
dieci elettroni) ed infine dal sesto periodo si passa al riempimento
degli orbitali f (quattordici colonne
quattordici elettroni). Risulta chiara ora anche la differente altezza dei vari
blocchi che è la conseguenza del livello di riempimento, gli orbitali d infatti possono essere riempiti solo da atomi che
posseggono un numero di elettroni tale da cominciare a riempire gli orbitali del quarto livello. Solamente negli elementi più
pesanti, con numero atomico superiore a 57, gli elettroni possono cominciare a riempire gli orbitali f. Entrando ancor più
nello specifico, nel blocco s sono compresi il l gruppo dei Metalli Alcalini ed il II Gruppo quello dei Metalli Alcalino
Terrosi ( ti ricordi quali sono?) , il blocco d racchiude tutti i Metalli di Transizione il blocco f i Lantanidi e gli Attinidi
nel blocco p ci sono i gruppi degli Alogeni e dei Gas Nobili (quali sono i rispettivi gruppi?)
Per evitare equivoci, lo IUPAC, organismo della American Chemical Society, che si preoccupa di normalizzare, tra
l'altro, la nomenclatura chimica inorganica, così da permettere una migliore comunicazione, ha deciso, nel 1983, di
identificare i gruppi con numero progressivo da 1 a 18, senza la distinzione tra i gruppi A e B. Così i gruppi dei metalli
alcalini e quelli alcalino terrosi diventano 1° e 2°; il gruppo degli alogeni è il 17° e quello dei gas nobili il 18° Gruppo.
INTERAGISCI CON IL LIBRO
Individua gli elementi in base alla posizione in tabella e scrivi la rispettiva configurazione
Elettronica nella forma sintetica:
1. II gruppo A e 4° periodo
2. III gruppo A e 6° periodo
3. VI gruppo A e 5° periodo
4. III gruppo B e 5° periodo
5. III gruppo B e 6° periodo
6. V gruppo B e 4° periodo
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Gli isotopi (Stesso Posto)
Ricorda la definizione di “ISOTOPI”
GLI
ISOTOPI
SONO
CON UGUALE
ATOMI
CON DIVERSO
NUMERO
ATOMICO
NUMERO
DI MASSA
COSTITUITI
DA UN
NUCLEO
CON
MA
UGUALE
NUMERO DI
PROTONI
DIVERSO
NUMERO DI
NEUTRONI
Il nome isotopo (stesso posto) scaturisce proprio dalla Tavola Periodica, in quanto gli elementi con lo stesso Numero
Atomico occupano la stessa posizione, naturalmente viene indicato l’isotopo dell’elemento con maggiore
percentuale di abbondanza relativa. La differenza tra gli isotopi è nella massa atomica.
Ad esempio tra i tre isotopi dell’Idrogeno (Prozio, Deuterio e Trizio), sulla Tavola Periodica è indicato 1 1H che dei tre
Isotopi è quello più abbondante.
Unità 5.2
Le proprietà periodiche
5.2.1 LE PROPRIETA’ PERIODICHE
Abbiamo visto che la posizione di un elemento nella Tavola Periodica è determinata dalla configurazione elettronica e che
proprio per questo esiste una periodicità nella reattività chimica.
E’ possibile individuare delle proprietà comuni agli elementi e prevederne la variazione in base alla posizione che l’elemento
occupa nella Tavola Periodica?
Ad esempio tutti gli atomi hanno lo stesso raggio? Tutti gli atomi possono diventare cationi e anioni allo stesso modo?
Evidentemente no, le dimensioni, la capacità di cedere uno o più elettroni (e diventare un catione) o invece di attrarli
(diventando anioni) dipenderanno dalla configurazione elettronica. La tavola periodica diventa quindi un utile strumento per
prevedere l’andamento di queste proprietà.
Raggio atomico
Come si possono misurare i raggi atomici? Teniamo presente che mentre la massa di un atomo è determinata dal nucleo
(protoni e neutroni) perché la massa degli elettroni è trascurabile, le dimensioni di un atomo sono legate allo spazio occupato
dai suoi elettroni in movimento (ricorda l’esperimento di Rutheford).
Dato che è praticamente impossibile determinare i raggi atomici di atomi isolati essi sono stati ricavati in base alle distanze
interatomiche in molecole in cui sono coinvolti atomi dello stesso tipo. L’ordine di grandezza del raggio atomico è di 10-12m
(picometri)
Per definizione quindi
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Il raggio atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento fra i nuclei di due atomi di uno stesso
elemento.
Poiché il raggio atomico dipende dallo spazio occupato dagli elettroni e quindi dalla configurazione elettronica, secondo
te come varia tra gli elementi, scendendo lungo il Gruppo e scorrendo da sinistra a destra nel Periodo?
Consideriamo elementi che appartengono allo stesso Gruppo: scendendo aumenta il Periodo quindi gli elettroni esterni
si trovano su livelli sempre più distanti dal nucleo. Da ciò consegue che il raggio atomico aumenta scendendo nel
Gruppo. Consideriamo, adesso, elementi che appartengono allo stesso Periodo: andando da sinistra verso destra, il
livello di riempimento è lo stesso ma aumenta il numero atomico e quindi aumentano i protoni nel nucleo. Da ciò consegue
che c’è un aumento della forza di attrazione che porta ad una contrazione della nube elettronica per cui proseguendo
verso destra nel Periodo il raggio atomico diminuisce.
Cioè schematizzando
L’energia di ionizzazione
Un atomo può formare un catione o un anione a seconda che perda o acquisti elettroni. Nel caso in cui venga fornita
un’energia molto elevata, sufficiente a vincere la forza di attrazione del nucleo, il moto dell’elettrone non è più VINCOLATO,
cioè obbligato in determinate zone dello spazio su cui risulta stabile, ed esso può allontanarsi liberamente ( si dice all’infinito).
L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per allontanare all’infinito l’elettrone più esterno di un atomo nel suo
stato gassoso. Si esprime in KJ/mol.
Agas + energia
A+ gas + eUn atomo può allontanare non solo il primo elettrone ma anche il secondo, il terzo…. (mai i protoni); ciò accade quando si
fornisce un’energia sempre più elevata. Esiste così l’energia di prima ionizzazione, di seconda ionizzazione, di terza
ionizzazione… l’energia aumenta sempre ad ogni ionizzazione successiva. Scendendo nel gruppo è più facile strappare
l’elettrone (energia di ionizzazione bassa) o è più difficile (energia di ionizzazione alta) e procedendo nel periodo cosa
succede? E’ possibile fare delle previsioni in base alla configurazione elettronica anche per questa grandezza? Riprendiamo
quello che è stato detto sul raggio atomico
Scendendo nel Gruppo il raggio atomico aumenta quindi ciò significa che gli elettroni esterni si allontanano sempre più
dal nucleo e risentono meno della forza di attrazione del nucleo. Da ciò consegue che è più facile allontanare l’elettrone,
quindi l’energia di ionizzazione diminuisce.
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Percorrendo il Periodo, all’aumentare di Z gli elettroni, pur aumentando, si trovano sempre nello stesso livello ma risentono
di una forza di attrazione maggiore da parte del nucleo in cui sta aumentando contemporaneamente il numero di protoni.
Risulta più difficile quindi allontanarli e da ciò consegue che l’energia di ionizzazione aumenta scorrendo gli elementi
da sinistra verso destra lungo il Periodo.
Se ci soffermiamo sulla definizione di Energia di Ionizzazione (o Potenziale di Ionizzazione) ci rendiamo conto che avere
un elemento con bassa energia di ionizzazione vuol dire che bisogna fornire un piccola quantità di energia per allontanare
un elettrone, quindi gli elementi che hanno una bassa energia di ionizzazione tendono facilmente a trasformarsi in
CATIONI. Questa è una caratteristica tipica della REATTIVITA’ CHIMICA dei METALLI, per cui questa grandezza può
essere considerata una misura diretta del carattere metallico di un elemento.
Il diagramma a sinistra mette in relazione l’Energia di prima ionizzazione
con il numero atomico crescente. Si vede come l’energia minima richiesta
per l’allontanamento dell’elettrone sul livello più esterno è molto bassa
per i metalli alcalini ( 1° gruppo A) e massima per i gas nobili (8° gruppo
A). Questi ultimi avendo raggiunto l’equilibrio energetico con l’ultimo
livello completo, tendono a non modificare questa configurazione
“ottimale”.
RIFLETTI
In base a ciò che abbiamo detto qual è l’elemento che possiede la minore energia di ionizzazione e quindi il maggior
carattere metallico? Guardando la tavola periodica avrai visto che è il Cesio, mentre l’elemento con la più alta energia di
ionizzazione (escludendo i gas nobili data la loro scarsissima reattività) è il Fluoro al quale compete evidentemente il
minor carattere metallico ed il discorso può essere generalizzato pur in diversa misura, per tutti gli elementi del I e del VII
Gruppo.
Affinità elettronica
Un atomo può anche formare anioni cioè acquistare elettroni; questo processo comporta una stabilizzazione complessiva
del sistema atomo-elettrone perché l’elettrone da solo rappresenta un sistema altamente energetico e quindi instabile. Di
conseguenza nel corso della trasformazione si libera una certa quantità di energia chiamata affinità elettronica e un
('
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
incremento dell’energia liberata è associato ad un aumento della stabilizzazione dell’anione che si è formato.
L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo, allo stato gassoso, cattura l’elettrone. L’unità di
misura è kJ/mol.
A-gas + energia
Agas + ePuò essere più facile interpretare questa grandezza se si associa l’affinità elettronica alla capacità di attrarre elettroni da
parte di un atomo. Considerata da questo punto di vista, evidentemente questa grandezza rappresenta la tendenza a
formare anioni quindi evidenzia un comportamento esattamente opposto a quello di un metallo.
Qual è il suo andamento nella tavola periodica?
Scendendo nel gruppo, gli elettroni esterni si trovano in livelli sempre più lontani dal nucleo per cui risentono meno
dell’attrazione del nucleo quindi l’affinità elettronica diminuisce.
Percorrendo il periodo da sinistra a destra, il numero atomico aumenta ma aumenta,come abbiamo già detto, la forza di
attrazione che attira gli elettroni di valenza quindi l’affinità elettronica aumenta andando verso numeri atomici maggiori.
In generale l’affinità elettronica diminuisce scendendo lungo il Gruppo ed aumenta spostandosi verso destra
lungo il Periodo
Considerata da questo punto di vista, questa grandezza rappresenta la tendenza a formare anioni quindi evidenzia un
comportamento esattamente opposto a quello di un metallo.
RIFLETTI
Lo iodio come tutti gli elementi del Settimo Gruppo A possiede ben SETTE elettroni di valenza ed è alla ricerca di un altro
elettrone per completare l’ultimo livello. Insieme al Cloro, al Bromo, al Fluoro, ed al meno conosciuto Astato (Gruppo degli
ALOGENI) tende con molta facilità a formare ioni negativi (elevati valori di affinità elettronica)
Qual’ è la configurazione dello ione ioduro I- ? Ha un elettrone in più nell’ultimo livello, quindi …
Lo ione I- quindi ha la configurazione elettronica dello Xe e dal punto di vista della reattività, presenta la stessa stabilità del
gas nobile e questo spiega viceversa la forte reattività dell’atomo di Iodio e di tutti gli alogeni.
L’elevata stabilità dello ione formatosi spiega anche l’alta affinità elettronica dello Iodio, visto che l’energia che si libera nel
corso della trasformazione è molto alta.
Il Raggio Ionico
Quali sono le dimensioni che assume uno ione una volta che si è formato? Naturalmente la situazione è differente a seconda
che si tratti di un ANIONE o di un CATIONE. Ricordando che il volume di un atomo corrisponde essenzialmente allo spazio
a disposizione degli elettroni per il loro movimento, l’acquisto di un elettrone con la formazione di un anione, AUMENTA il
raggio ionico e viceversa la perdita di un elettrone con la formazione di un catione lo DIMINUISCE.
(5
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Per avere un’idea più chiara di quanto abbiamo detto osserva l’immagine successiva, dove sono messi a confronto le
dimensioni del raggio atomico e di quello ionico, prima per gli elementi del primo e dopo per quelli del settimo gruppo
Li
Li+
Na
Na+
K
Rb
Cs
F
F-
Cl
Cl -
Br
Br -
I
I-
K+
Rb+
Cs
+
Raggi Atomici
e
Raggi Ionici
Trovandosi agli estremi della Tavola Periodica il comportamento chimico dei due gruppi è naturalmente opposto, per cui i
metalli alcalini tendono a cedere il proprio elettrone diventando dei cationi e diminuendo il loro raggio mentre tutti gli alogeni
tendono a diventare degli anioni e quindi aumentano il proprio raggio.
L’Elettronegatività
L’elettronegatività è un’altra proprietà dell’atomo legata alla sua struttura elettronica ed al suo comportamento
nell’interazione con altri atomi, misura infatti la tendenza di un atomo ad attrarre elettroni nel legame con altri atomi
(definizione EN relativa di Pauling) ed è chiaramente collegata alle altre due proprietà precedentemente definite.
l'elettronegatività, nel Periodo aumenta da sinistra verso destra perché la carica nucleare aumenta e di conseguenza
gli atomi hanno maggiore tendenza ad attrarre a sé gli elettroni; quando si passa al Periodo successivo il valore di
elettronegatività crolla e poi ricresce, periodicamente.
Si può notare nella rappresentazione della Tavola Periodica che:
Nell'ambito dei Gruppi essa diminuisce al crescere di Z, poiché il nucleo esercita una forza di attrazione sugli elettroni
esterni sempre minore, dato che la distanza nucleo-elettrone esterno aumenta ed inoltre aumenta anche l’azione di
schermo da parte degli elettroni interni. Quindi scendendo lungo un Gruppo l’elettronegatività diminuisce.
L’elettronegatività, quindi, permette di prevedere in un legame qual è l’atomo che tendenzialmente acquista elettroni
e quello che tendenzialmente li cede.
(2
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Ci sono diverse scale di elettronegatività. Noi consideriamo la scala di Linus Pauling che indica il Fluoro come l’elemento
più elettronegativo (4,0) e il Francio e il Cesio come quelli meno elettronegativi (0,7). Gli altri elementi hanno valori intermedi.
Esaminando i valori di elettronegatività riportati nella precedente tavola si può evidenziare che:
Il I ed il II Gruppo presentano i valori più bassi di elettronegatività
Ci sono solo tre elementi con un elettronegatività compresa tra 3.00 e 4.0 e sono l’Ossigeno, il Cloro e
l’Azoto (in ordine decrescente)
L’ossigeno è quindi il secondo elemento più elettronegativo dopo il Fluoro
La maggior parte degli elementi ha un’elettronegatività compresa nell’intervallo tra 1,50 e 2 ,90
RIFLETTI
Secondo te, quale sarà il valore di elettronegatività per i gas nobili? Come probabilmente avrai intuito, dato che
l'elettronegatività riguarda la forza di attrazione di un atomo verso gli elettroni di valenza cioè quelli impegnati in un legame,
e i gas nobili normalmente non formano legami con altri atomi, la loro elettronegatività viene considerata nulla.
L’idrogeno pur trovandosi per la sua configurazione elettronica nel I gruppo, presenta un valore di
elettronegatività relativamente elevato, giustificabile con la sua particolare condizione (un solo elettrone).
APPROFONDIMENTO:
Elettronegatività = (la lettera greca chi), può essere definita anche come la media aritmetica tra l’energia di
ionizzazione e l’affinità elettronica (definizione EN relativa di Mulliken)
= energia di ionizzazione + affinità elettronica
2
L'elettronegatività può ancora essere considerata collegata alla forza F esercitata dal nucleo sugli elettroni di valenza
e dipende, come le altre due proprietà da cui deriva, dalla distanza dal nucleo e dalla carica nucleare. Per una sua determinazione
più esatta bisogna considerare anche l’effetto schermante da parte degli altri elettroni sulla carica nucleare, per cui
F = Z*/r2 = (Z · S)/r2
dove:
Z* = carica nucleare efficace = Z S
Z = carica nucleare totale (cioè il numero atomico, corrispondente al numero di protoni del nucleo)
S = costante di schermo elettronico (dovuto agli elettroni sottostanti a quelli di valenza che schermano la forza di attrazione
coulombiana del nucleo)
r = r aggio covalente espresso in Å (10-8 cm = 10-10 m )
INTERAGISCI CON IL LIBRO
1. Procedendo dal sodio al cloro il volume atomico ____________ . Perché?
2. Confronta e spiega le diversità delle energie di ionizzazione e del raggio atomico di due elementi del periodo 4,
potassio e bromo.
3. Occorre energia ad allontanare l’elettrone dall’atomo di litio o di fluoro? Perché?
4. Ordina i seguenti gruppi di elementi in ordine crescente secondo la loro elettronegatività:
a) Bromo, cobalto, carbonio, magnesio, fluoro, sodio
b) Cloro, ferro, carbonio, calcio, fluoro, potassio
5. Classifica i seguenti elementi come metalli, non metalli, semimetalli o gas nobili. Quando possibile indica se
appartengono a una famiglia particolare:
a) Idrogeno
b) Neon
c) Carbonio
(1
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d) Azoto
e) Cloro
f) Calcio
g) Fluoro
h) Fosforo
i) Silicio
j) Magnesio
k) Sodio
l) Ossigeno
6) Quale atomo ha maggiore affinità elettronica tra Li, Na, K, Cl?
7) La carica dello ione sodio è ________
8) Quale atomo tra Na, Al, S, Si richiede meno energia per formare ioni positivi?
5.2.2 - L’IMPORTANZA DELLA TAVOLA PERIODICA
In base a quanto discusso precedentemente si può così sintetizzare la reattività degli elementi:
Tutti gli elementi che presentano valori bassi di energia di ionizzazione, affinità elet-tronica e quindi di elettronegatività,
reagendo con altri atomi tenderanno a cedere elettroni assumendo totale o parziale carica positiva in base all’elemento
con cui reagiscono
Tutti gli elementi che presentano valori alti di energia di ionizzazione, affinità elettronica e quindi di elettronegatività,
reagendo con altri atomi tenderanno ad acquistare elettroni assumendo una totale o parziale carica negativa in base
all’elemento con cui reagiscono
Concludendo la nostra discussione possiamo classificare gli elementi raggruppandoli in tre famiglie:
METALLI
Conduttori
SEMIMETALLI
Semiconduttori
NON METALLI
Isolanti
Degli elementi a tutt’oggi noti, la grande maggioranza (più di 80) appartiene alla famiglia dei metalli, individuati sulla tavola
periodica A SINISTRA della linea spezzata che va dal Boro all’Astato, Questa linea separa tutti quegli elementi che, per
le loro caratteristiche e per la loro reattività, sono definiti metalli da quelli che si trovano A DESTRA e che presentando
caratteristiche e reattività opposte sono chiamati non metalli. Gli elementi che si trovano a ridosso della linea sono chiamati
semimetalli o metalloidi.
I metalli, si distinguono dal punto di vista fisico, per essere buoni conduttori del calore e dell’elettricità, malleabili (si possono
ridurre in lamine sottili) e duttili ( si possono ridurre in fili sottili) in fase solida; mostrano una lucentezza metallica ma sono
(+
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opachi, sono molto densi e solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del Mercurio).
Dal punto di vista chimico la loro reattività si può riassumere dicendo che sono metallici quegli elementi che nelle
reazioni tendono a cedere elettroni, trasformandosi in ioni positivi (CATIONI).
I non metalli invece dal punto di vista fisico presentano caratteristiche opposte ai metalli: non sono duttili, né malleabili,
non sono lucenti e generalmente non sono buoni conduttori né di elettricità, né di calore. Possono essere, solidi e liquidi
ma la maggior parte è gassosa. Dal punto di vista chimico sono caratterizzati dalla tendenza ad acquistare elettroni
ed a formare ioni negativi (ANIONI).
I semimetalli sono generalmente dei semiconduttori e presentano caratteristiche variabili comportandosi da metalli quando
si combinano con i non metalli e da non metalli quando reagiscono con i metalli.
GLI ELEMENTI : UTILIZZAZIONE E DIFFUSIONE
Metalli, non metalli, semimetalli non sono solo ”caselle” della Tavola Periodica ma sono diffusi nel nostro mondo, si
trovano nelle rocce, nell’aria, nei vegetali, tantissimi nel nostro corpo, sono utilizzati per la produzione di medicinali e
manufatti. Ecco qualche esempio: Argento, azione battericida ed antisettica; Silicio, semiconduttore utilizzato nella
produzione della componentistica elettronica, insieme al Boro, all’Arsenico e all’Antimonio; Piombo, utilizzato negli
accumulatori elettrici, per rivestire i cavi e nel campo della radiologia data la sua impermeabilità alle radiazioni, inoltre
è utilizzato nell'industria vetraria; Nichel, necessario all’attività degli Acidi Nucleici, potenziatore di insulina, utilizzato
nelle batterie; Rame, uno degli “elementi traccia” del nostro organismo, essenziale per processi biochimici, insieme al
Manganese, lo Zinco, il Ferro, lo Iodio ed il Fluoro, deve essere assunto tramite l’alimentazione.
Mercurio, viene utilizzato in certi processi chimici industriali e, inoltre, è impiegato nell'industria elettrica, nell'industria
farmaceutica e in alcuni apparecchi scientifici (termometri e barometri) anche se è in corso di sostituzione; Fosforo,
presente nelle cellule è coinvolto in molte funzioni dell’organismo. E’ infatti indispensabile per il metabolismo dell’energia,
la sintesi del DNA, l’assimilazione e l’utilizzazione del calcio, essenziale per la formazione delle ossa (circa l’80% del
fosforo si trova infatti distribuito tra le ossa e i denti); Cadmio, utilizzato per le pile, , presente nelle batterie per auto,
fumo della sigaretta, ecc.
RIASSUMENDO
VERIFICHIAMO
Verifichiamo la nuova chiave di lettura della reattività degli elementi.
Prendiamo in considerazione il primo dei metalli alcalini il Litio (Li), si trova nel I Gruppo A e nel 2° Periodo quindi…
Questo è un modo per spiegare il basso potenziale di ionizzazione dell’elemento e per prevedere che il Catione Litio sarà
particolarmente stabile e viceversa l’Atomo Litio sarà particolarmente reattivo, visto che cedendo un SOLO elettrone riesce
a raggiungere la configurazione dell’Elio e quindi la sua stabilità chimica.
Questo comportamento è tipico di tutti i metalli alcalini (ti ricordi quali sono?), che infatti sono i METALLI PIÙ REATTIVI,
visto che cedendo un solo elettrone assumono la configurazione del gas Nobile che li precede nella Tavola Periodica
Esaminiamo ora il Cesio, I Gruppo , 6° Periodo, pertanto la sua configurazione sarà
Facciamo ora un confronto di reattività rispetto al Litio: il Cesio, il penultimo elemento del I Gruppo, è molto più reattivo,
visto che il suo raggio atomico è molto più grande e quindi bisogna fornire una minore energia per allontanare il suo elettrone
più esterno, molto più lontano dal nucleo. Riesci a trarne una regola generale? Probabilmente hai intuito che:
La reattività dei metalli ALCALINI è molto elevata ed aumenta man mano che scendiamo lungo il gruppo
Vediamo ora la reattività del Gruppo degli Alogeni, gli elementi che si trovano sul lato opposto della Tavola Periodica.
Abbiamo già visto nei paragrafi precedenti la configurazione dello Iodio ed abbiamo visto che, come tutti gli Alogeni, tende
a formare anioni, proviamo ad applicare la nuova chiave di lettura sulla reattività di questo Gruppo partendo dal Fluoro.
(.
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Questo è un modo per spiegare l’alta affinità elettronica dell’elemento e per prevedere che l’Anione Fluoro sarà
particolarmente stabile e viceversa l’Atomo Fluoro sarà particolarmente reattivo e che la reattività diminuirà nel Gruppo
perché il raggio atomico aumenta. Quindi diminuisce la capacità del nucleo (schermato dagli altri elettroni) di attrarre un
nuovo elettrone per cui si arriverà all’Astato che addirittura presenterà un comportamento da semimetallo.
La reattività degli ALOGENI è molto elevata ma diminuisce man mano che scendiamo lungo il Gruppo
INTERAGISCI CON IL LIBRO
In base a tutto ciò che oramai conosci, schematizza in modo analogo a quanto hai fatto per gli alogeni la
configurazione degli ioni dei metalli Alcalino Terrosi ed il corrispondente gas nobile
.......................................................................................................................................................................................................................................................................................
.......................................................................................................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................................................................................................
Quindi tutti i cationi del I gruppo possiedono.......................................................carica positiva mentre i cationi dei metalli del
II gruppo hanno............................................. Gli ioni degli alogeni invece hanno tutti ..................................................................................................
.......................................................................................................................................................................................................................................................................................
.......................................................................................................................................................................................................................................................................................
.......................................................................................................................................................................................................................................................................................
Unità 5.3
Alcune situazioni particolari
5.3.1 ALCUNE SITUAZIONI PARTICOLARI
Consideriamo l’Idrogeno, con solo un elettrone ed un protone è l’elemento più leggero e questo lo rende unico dal punto
di vista della reattività chimica.
Se controlliamo le sue caratteristiche vediamo che presenta, come previsto, un’affinità elettronica superiore agli altri elementi
del Gruppo e che il suo potenziale di ionizzazione è molto più alto e come conseguenza la sua elettronegatività è intermedia,
avvicinandosi a quella di metalli come il piombo o a non metalli come il fosforo. Nonostante la presenza di un solo protone
nel nucleo l’effetto di attrazione è esaltato dalla mancanza dell’azione schermante di altri elettroni. Esaminiamo ora la
reattività.
Cedendo un elettrone diventa un catione molto particolare visto che rimane solo il protone “nudo”
H + energia
H+ + eLo ione H+ è chiamato infatti “PROTONE”
Questo rappresenta il comportamento più frequente ma non è la sola possibilità dell’idrogeno che potrà anche acquistare
un elettrone da elementi meno elettronegativi per trasformarsi nello IONE IDRURO H-, stabile visto che ha raggiunto la
configurazione dell’Elio.
H + eH- + energia
L’Idrogeno quindi pur trovandosi nel I Gruppo per la presenza di un elettrone di valenza ha un comportamento che
sicuramente non è metallico (ricorda la definizione chimica di metallo) e non appartiene al Gruppo dei Metalli Alcalini
Consideriamo ora il IV ed il V gruppo, sono i gruppi centrali della Tavola periodica non allungata ed infatti sono gli unici che
al loro interno presentano la contemporanea presenza di non metalli, metalloidi e metalli.
Sai spiegarti il perché?
Probabilmente avrai capito che dipende dal numero intermedio di elettroni quattro (e cinque) presenti nell’ultimo livello, per
cui i rispettivi elementi hanno, teoricamente, la stessa probabilità di cedere o acquistare elettroni. In realtà il loro
comportamento è a questo punto determinato dal raggio atomico.
(*
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Elementi pesanti come il Piombo e lo Stagno, in cui gli elettroni di valenza si trovano molto lontani dal nucleo (5° e 6°
Periodo) tenderanno a comportarsi da METALLI, mentre il Carbonio, con raggio atomico basso, (2° Periodo) è un NON
METALLO, il Silicio ed il Germanio che sono intermedi come grandezza presentano un comporta-mento da SEMI
METALLI
Il Piombo è stato uno dei primi elementi metallici noti, agli Egizi, ai Fenici, dopo ai Cinesi, e infine ai Romani, i quali lo
impiegavano su larga scala per condutture d'acqua. Dagli alchimisti fu associato al pianeta Saturno da qui il nome
“saturnismo” per indicarne le intossicazioni croniche dovute al fatto che Il piombo e i suoi composti sono molto tossici
per l'uomo e gli animali in quanto danno luogo a fenomeni di accumulo nell'organismo. In natura è un elemento
relativamente poco abbondante (0,0015% circa della crosta terrestre), si presume che tutto il piombo esistente sia
derivato dal decadimento dell'uranio (238U) che si trasforma in piombo (Pb.) Il Piombo è un metallo bianco-azzurro, lucente in superficie, a bassa durezza e basso punto di fusione, molto duttile e malleabile. E' un cattivo conduttore del
calore e dell'elettricità; possiede elevata densità e alto potere assorbente delle radiazioni. A tem-peratura ambiente allo
stato compatto si ossida superficialmente all'aria assumendo così il caratteristico colore grigio opaco.
CONCLUSIONI
A questo punto si può fare una previsione sull’andamento della reattività degli elementi nella Tavola Periodica?
Come hai immaginato, dato che procedendo lungo il Periodo, il numero di elettroni da allontanare per assumere la
configurazione del gas nobile precedente aumenta, si richiede una quantità di energia sempre crescente per poterli
allontanare tutti. La reattività dei metalli diminuisce fino a che il comportamento degli elementi addirittura si inverte.
Infatti per raggiungere la configurazione del gas nobile successivo all’elemento consideratodal punto di vista energetico
diventa conveniente attirare elettroni piuttosto che allontanarli. L’elemento assume così un comportamento da non metallo.
A questo punto la reattività dei non metalli tenderà ad aumentare man mano che aumenta il numero di elettroni nell’ultimo
livello.
Sintetizzando in due frasi si può senz’altro affermare che
Il CARATTERE METALLICO di un elemento diminuisce lungo il Periodo, andando da sinistra verso destra
ed aumenta scendendo lungo il Gruppo.
Viceversa
Il CARATTERE NON METALLICO di un elemento aumenta lungo il Periodo, andando da sinistra verso destra
e diminuisce scendendo lungo il Gruppo.
Ma quando parliamo di reattività che cosa intendiamo? Evidentemente la tendenza di un atomo a cedere o ad accettare
elettroni per raggiungere una configurazione elettronica più stabile di quella di partenza, durante l’interazione con altri atomi
dello stesso o di diverso tipo.
In questo modo si formano degli aggregati stabili chiamati molecole
Un caso particolare
I METALLI ed il LEGAME METALLICO
I metalli, data la loro forte tendenza a cedere elettroni esterni, quando sono puri formano dei
macrocristalli in cui ogni atomo tende a cedere i propri elettroni di valenza, il risultato di un
simile comportamento è che gli elettroni esterni sono totalmente condivisi ed il metallo è
costituito da un numero infinito di ioni tutti uguali immersi in un mare di elettroni. Tutto lo spazio
compreso tra gli atomi del metallo coinvolti nel legame costituisce quindi un grandissimo orbitale
e si dice che gli elettroni sono delocalizzati cioè non sono obbligati a trovarsi nello spazio
internucleare di due soli atomi ma appartengono a tutti gli atomi. Questa situazione è tipica dei
metalli e spiega tutte le loro caratteristiche fisiche; IL LEGAME in questo caso si dice quindi METALLICO per
distinguerlo dagli altri tipi di legame. Fai attenzione, perché in questo caso anche se tutti i metalli sono indicati dal
simbolo dell’atomo corrispondente non vuol dire che in natura esistono sotto forma di atomi singoli. Dovrebbero essere
indicati così Me n con n molto grande, ma per “pigrizia” si utilizza solo il simbolo del metallo.
RIFLETTIAMO
Come avrai intuito la maggior parte degli elementi, che nella Tavola Periodica sono rappresentati nella loro
forma atomica, esistono in natura in forme diverse che derivano proprio dalla loro tendenza a raggiungere
una configurazione elettronica stabile.
I gas nobili, data la loro scarsa reattività, sono gli unici elementi che esistono in forma stabile sotto forma di atomi
singoli; tutti gli altri elementi o si trovano sotto forma di composti, cioè combinati con altri elementi diversi o se sono
puri, con atomi dello stesso tipo, formando piccoli o grossi aggregati di atomi, molecole o macromolecole.
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Per soddisfare la tua curiosità ed ampliare la conoscenza sulle caratteristiche e la reattività degli elementi, visita
i siti riportati, ti divertirai con le Tavole Periodiche Interattive:
http://www.tavolaperiodica.it/index;
html/www.chim1.unifi.it/dida/mendel.
htm/www.dayah.com/periodic/;
www.lenntech.com/italiano/tavolaperiodica.htm;
http://www.profmokeur.ca/chimica/chimica.htm
INTERAGISCI CON IL LIBRO
Calcio, magnesio, sodio cloro, ossigeno, zolfo,carbonio, potassio, bario, iodio, silicio, azoto, fosforo, bismuto,
stagno. Senza guardare sulla Tavola periodica prova a scrivere i rispettivi simboli e la loro configurazione elettronica
in base alla loro posizione: riporta la rispettiva reattività (metalli, non metalli). Prevedi il tipo di ioni che tenderanno a
formare per stabilizzarsi, evidenziando la quantità di carica. Fai una ricerca per verificare la capacità di formare più
ioni con cariche differenti e cerca di darti una spiegazione.
Adesso MEMORIZZALI
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BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
AFFINITA’
ELETTRONICA
è la quantità di energia rilasciata dall’atomo quando acquista un elettrone. Esprime
quindi la tendenza ad acquistare elettroni per completare l’ottetto del livello più
esterno ( guscio di valenza), raggiungendo un equilibrio energetico maggiore. I gas
nobili hanno affinità elettronica praticamente nulla in quanto il loro livello energetico
esterno è completo. Gli elementi del VII gruppo A (Alogeni) avendo bisogno di un
solo elettrone per completare il livello più esterno hanno elevata affinità elettronica
(tendono ad acquistare un elettrone raggiungendo così la stabilità dei gas nobili).
ANIONE
quando un atomo acquista uno o più elettroni caricandosi negativamente diventa un
anione. In genere gli atomi che hanno tendenza ad acquistare elettroni sono quelli
NON metallici i quali hanno alta affinità elettronica.
ATOMO
è la particella più piccola che partecipa alla trasformazione della materia (reazione
chimica). La struttura dell’atomo, impossibile da osservare, è conosciuta in base a
“teorie atomiche”. Bohr parla di nucleo atomico positivo e di orbite elettroniche a livelli
energetici crescenti da 1 a 7 (meccanica quantistica). La teoria probabilistica è invece
fondata sulle ipotesi di Heisenberg e Planck che parlano di posizione probabile
dell’elettrone.
ATTINIDI
elementi radioattivi, appartenenti al blocco f della tavola periodica. Si tratta di tutti gli
elementi che seguono l’ Attinio (Ac, Z = 89). Dal punto di vista chimico hanno la
caratteristica comune di essere difficilmente separabili. L’elemento più
importante è l’Uranio Z=92.
BLOCCO ( s, p, d, f)
settori della tavola periodica distinti in base al tipo di orbitale atomico occupato dagli
elettroni dell’ultimo livello energetico (guscio di valenza). I metalli alcalini, I e II gruppo
A sono inclusi nel Blocco s. Gli elementi del III , IV, V, VI e VII gruppo A appartengono
al Blocco p. I metalli di transizione al Blocco d (gruppi B). Lantanidi e Attinidi
( terre rare e terre rare radioattive) al Blocco f.
CATIONE
quando un atomo cede uno o più elettroni caricandosi positivamente diventa un
catione. In genere gli atomi che hanno tendenza a cedere elettroni sono quelli
metallici i quali hanno bassa energia di ionizzazione.
ELEMENTO
la materia che ci circonda è costituita da aggregati di atomi. Le sostanze costituite da
atomi uguali (con lo stesso numero atomico) sono dette elementi. Si tratta di sostanze
non scomponibili in sostanze più semplici. Le proprietà chimiche di un elemento sono
costanti quelle fisiche possono variare a seconda del numero di neutroni presenti nel
nucleo. In natura si conoscono oltre 116 elementi a caratteristiche diverse.
ELEMENTO
TRANSURANICO
elemento chimico appartenente al gruppo degli attinidi che seguono l’Uranio Z = 92
nella tavola periodica. Dal numero atomico 93, il Nettunio (Np), Plutonio (Pu Z=94),
Americio (Am Z=95) Curio ( Cm Z=96) e così via. Sono elementi non presenti in natura
ma creati artificialmente dall’uomo a partire da una sfida tra Russi e Americani
nel 1965. I nomi si riferiscono spesso a scienziati o città.
ELETTRONEGATIVITA’
quantità di energia collegata all’affinità elettronica ed all’energia di ionizzazione. E’
una proprietà periodica degli atomi, che al pari dell’affinità elettronica, normalmente,
cresce lungo il gruppo dal basso verso l’alto e nel periodo da sinistra verso destra.
ENERGIA DI
IONIZZAZIONE
quantità di energia necessaria ad allontanare uno o più elettroni da un atomo neutro
quando lo stesso è allo stato gassoso monoatomico. L’energia di ionizzazione è una
proprietà periodica degli elementi chimici, pertanto cresce lungo un gruppo dall’alto
in basso e decresce lungo un periodo da sinistra a destra. La regola è sempre quella
secondo la quale ogni elemento tende ad “imitare” la configurazionedel gas nobile
ad esso più vicino. Il sodio, Na (numero atomico Z=11) tenderà a cedere un elettrone
per raggiungere la configurazione del Neon, Ne (numero atomico Z = 10).
LANTANIDI
o terre rare, appartengono al blocco f della tavola periodica, e sono caratterizzati
dall’avere gli orbitali 4f parzialmente occupati. L’elemento capogruppo è il Lantanio
(La, Z = 57). Dal punto di vista chimico hanno la caratteristica comune di essere
difficilmente separabili.
PROTONE
particella sub-atomica presente nel nucleo dell’atomo e avente carica elettrica
positiva. Spesso si usa anche per indicare l’atomo di Idrogeno che, avendo ceduto
l’unico elettrone, si carica positivamente (H+).
($
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
ESERCIZI
• Osservando la Tavola Periodica, individua:
a. un elemento del III gruppo appartenente al quinto periodo
b. l alogeno nel terzo periodo
c. un elemento del quarto periodo simile all’ elemento con Z = 10
d. un elemento del sesto periodo simile al Se
• 2) Il blocco s della Tavola periodica è costituito da:
a. metalli di transizione
b. alogeni
c. metalli alcalini
d. metalli alcalini ed alcalini terrosi
• 3) Il blocco d della Tavola periodica è costituito da:
a. metalli di transizione aventi elettroni esterni in orbitali d
b. metalli di transizione aventi elettroni esterni in orbitali d oppure in orbitali f
c. metalli alcalini
d. metalli alcalini e alcalino-terrosi
• 4) Gli alogeni sono:
a. Be, Mg, Ca, Sr, Ba
b. F, Cl, Br, I, At
c. O, S, Se, Te, Po
d. N, P, As, Sb, Bi
• 5) Indica a quale gruppo di elementi corrisponde una configurazione elettronica del livello esterno tipo ns2:
a. metalli alcalini
b. metalli alcalino-terrosi
c. alogeni
d. gas nobili
• 6) Indica a quale gruppo di elementi corrisponde una configurazione elettronica del livello esterno tipo ns2 np6:
a. metalli di transizione
b. metalli alcalino-terrosi
c. gas nobili
d. lantanidi
• 7) Stabilisci, in base al gruppo di appartenenza, quale dei seguenti elementi ha sei elettroni nel livello esterno:
a. G
b. I
c. d. • 8) Le dimensioni atomiche generalmente:
a. rimangono costanti lungo un periodo e lungo un gruppo
b. diminuiscono lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuiscono lungo un gruppo dall’ alto verso il basso
c. aumentano lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumentano lungo un gruppo dall’alto verso il basso
d. diminuiscono lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumentano lungo un gruppo dall’ alto verso il basso
• 9) Per ciascuna delle seguenti coppie indica quale elemento ha dimensioni maggiori (raggio atomico maggiore)
a. Br-As
b. Sr-Mg
c. Ne-Xe
d. C-O
e. Hg-Cl
• 10) Disponi le seguenti specie in ordine di dimensioni (raggio atomico) crescenti:
Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+
• 11) Individua tra gli ioni seguenti quelli tra loro isoelettronici.
Fe2+, Sc3+, K+, Br-, Co2+, Co3+, Sr2+, O2-, Zn2+, Al3+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
• 12) Indica il simbolo dell’elemento:
a. del gruppo IV che ha atomi di dimensioni minori
b. del quinto periodo che ha gli atomi di dimensioni maggiori
c. del gruppo VII che ha la più bassa energia di ionizzazione
• 13) Disponi i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente:
As, Sn, Sr, Br
• 14) Scrivere il nome degli elementi quarto periodo e dell’VIII gruppo B rispettive configurazioni elettroniche,
prevedere la carica dei principali ioni degli elementi zolfo, calcio ferro, argento, alluminio, zinco, stagno
• 15) Individua dalle seguenti configurazioni elettronica la posizione degli elementi nella tavola periodica e scrivi i
ioro simboli
[Ne]3s23p2 [He]2s2 2p2 [Ar]3d104s2 4p5 [Kr]5s2 [Kr]5s1 [Kr]4d105s2 5p5
[Kr]4d105s2 5p6 [Ar]3d14s2
• 16) Il carattere metallico, in genere:
a. diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dall’ alto verso il basso;
b. aumenta lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumenta lungo un gruppo dall’ alto verso il basso;
c. diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra ed aumenta lungo un gruppo dall’ alto verso il basso;
d. aumenta lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dall’ alto verso il basso;
• 17) Indica l‘elemento con carattere metallico più spiccato:
a. Na
b. Ca
c. Al
d. Cs
• 18) Quale dei seguenti ioni è isoelettronico dell'argo?
a. P3+
b. Al3+
c. F-d. S2-• 19) Quale tra i seguenti è l’elemento meno rappresentato negli organismi viventi?
a. idrogeno
b. sodio
c. azoto
d. ossigeno
• 20) Quale delle seguenti proprietà degli alogeni aumenta procedendo dal fluoro allo iodio?
a. l’energia di ionizzazione
b. la lunghezza di legame nella molecola
c. l’elettronegatività
d. il potere ossidante
• 21) Fra i seguenti elementi, quale ha la minore affinità elettronica?
a. fluoro
b. bromo
c. iodio
d. cloro
• 22) Quale affermazione NON è corretta, relativamente agli elementi del gruppo VA?
a. sono in parte non metalli
b. sono tutti solidi, tranne uno
c. tutti formano ossidi acidi
d. uno di essi è un costituente essenziale delle Proteine
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
• 23) In quale delle sequenze indicate gli ioni isoelettronici: Na+ Mg2+ Al3+ F- sono disposti secondo l'ordine
crescente del loro raggio?
a. Al3+ < Mg2+ < Na+ < Fb. Na+ < F- < Al3+ < Mg2+
c. Al3+ < Na+ < Mg2+ < Fd. F- < Na+ < Mg2+ < Al3+
• 24) In quale delle seguenti liste gli elementi sono disposti in ordine di energia di ionizzazione crescente?
a. Li, Na, K
b. Al, Mg, Na
c. N, O, F
d. F, Ne, Na
• 25) L’energia di quale dei seguenti processi è data dall’elettronegatività del cloro?
a. Cl(g) + 1 e− Cl− (g)
b. Cl(g) Cl+ (g) + 1 e−
c. Cl(aq) + 1 e− Cl− (aq)
d. nessuno di questi, l’elettronegatività è definita in maniera convenzionale e ci sono scale diverse per misurarla
• 26) Scrivere i simboli ed i nomi dei semimetalli ed individua i gruppi di appartenenza
• 27) Individua i gruppi che contengono i non metalli e scrivi il simbolo ed il rispettivo nome di ogni elemento con
carattere non metallico
• 28) Rappresenta, mediante la notazione ufficiale, gli isotopi dell’Idrogeno e attribuisci il rispettivo nome.
• 29) Cosa si intende per elemento “ transuranico”? spiega.
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 6
Le Molecole
Cristallo di ghiaccio rappresentato mediante modello molecolare
•
•
6.1 Il mondo delle molecole
•
6.2 Il legame
•
6.3 La nomenclatura
Esercizi
Unità 6.1
IL MONDO DELLE MOLECOLE
Alla osservazione del comportamento dei gas nobili ( VIII gruppo A) che hanno una reattività chimica quasi assente proprio
in virtù della configurazione del loro livello energetico esterno ( completo), si può arrivare ad una conclusione che ha validità
generale e pertanto è una regola pratica molto importante:
La regola dell’ottetto
Agli inizi del 900, un chimico, il prof. G.N. Lewis, dall’esame della reattività e della periodicità degli
elementi arrivò più o meno alle stesse conclusioni a cui sei arrivato tu, guidato dalle tue conoscenze
sull’atomo, sulla configurazione elettronica e sulla periodicità degli elementi dei capitoli precedenti. Dato
che non aveva ancora i mezzi tecnici per dimostrare ciò che aveva intuito, formulò dei postulati, qui di
seguito sintetizzati, relativamente alla capacità di reazione degli elementi e cioè alla possibilità che
possano legarsi tra di loro attraverso gli elettroni più esterni per formare dei composti chimici:
G. N. Lewis 1875-1946
1) In tutti gli atomi c’è una parte più interna, costituita dai protoni e dai neutroni, (nucleo) che rimane inalterata nei
comuni cambiamenti chimici
2) Gli elettroni che circondano il nucleo a loro volta si distinguono in uno strato interno (core) che generalmente
rimane inalterato e da una parte esterna (shell) che contiene un numero di elettroni, variabile durante i cambiamenti
chimici, da zero a otto.
3) Un atomo tende a contenere un numero costante di elettroni nello shell, tale numero è costituito da otto elettroni.
4) Gli elettroni possono passare rapidamente da dal proprio shell a quello di un altro atomo. Tuttavia sono tenuti
nelle loro posizioni da vincoli più o meno forti , e la natura e l’intensità di queste forze sono determinate sia dalla
natura degli atomi che dalla combinazione con altri.
In seguito gli enunciati furono sintetizzati in una semplice regola empirica chiamata la REGOLA DELL’OTTETTO (Langmuir)
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Gli atomi formano legami coinvolgendo gli elettroni di valenza perdendo, acquistando o mettendo in
comune elettroni, per poter assumere una configurazione elettronica esterna chiusa a otto elettroni,
particolarmente stabile e simile a quella dei gas nobili.
Il risultato più importante di questa affermazione è che il legame chimico è dovuto ad una coppia di elettroni. La particolare
stabilità che Lewis attribuisce al 'doppietto' elettronico (evidenziata dai quattro doppietti dei gas nobili) anticipa di circa 50
anni la scoperta dello spin elettronico, e di un decennio il principio di esclusione di Pauli che come sappiamo portò ad
assegnare non più di due elettroni ad una funzione caratterizzata da un dato insieme di numeri quantici.
Un comodo metodo: le strutture di Lewis
Nella maggior parte dei casi gli elettroni coinvolti nelle reazioni chimiche sono i 2 + 6 = 8 elettroni contenuti nell’ orbitale s
e nei tre orbitali p del livello energetico più esterno e per questo motivo tali elettroni sono convenzionalmente rappresentati
utilizzando un metodo, introdotto appunto da Lewis, in cui il nucleo e gli elettroni interni sono rappresentati dal simbolo
dell’elemento mentre gli elettroni esterni sono indicati come punti o coppie di punti disposte ai quattro lati dell’elemento.
Idealmente, ad ogni lato del simbolo chimico è associato ad un orbitale. Ad esempio, se consideriamo lo zolfo (in che
posizione si trova nella tavola periodica?) la cui configurazione elettronica è [Ne]3s23p4, con 6 elettroni di valenza, la sua
rappresentazione secondo Lewis è:
Qual è il vantaggio? Una rappresentazione di questo tipo della configurazione elettronica dell’ultimo livello è molto comoda
perché evidenzia immediatamente la reattività dell’elemento, indicando il numero totale degli elettroni di valenza ed
esplicitando quante sono le coppie di elettroni e quanti gli elettroni spaiati, cioè quelli presenti da soli in un orbitale. Per maggior
chiarezza consideriamo la configurazione di Lewis o STRUTTURA DI LEWIS di tutti gli elementi appartenenti al 2° periodo.
Elemento
Litio
Configurazione di
Lewis
Berillio
Boro
Carbonio
Azoto
Ossigeno
Fluoro
Neon
Ti sarai accorto che sia lo zolfo che l’ossigeno hanno la stessa struttura di Lewis, questa è una conseguenza del fatto che
con questa simbologia l’attenzione è focalizzata solo sugli elettroni di valenza, senza considerare il raggio atomico ed il
diverso comportamento degli atomi dovuto a questa proprietà. Consideriamo ora il Neon, la sua configurazione è quindi
identica a quella di tutti gli elementi del gas nobili, escludendo naturalmente l’elio che possiede solamente due elettroni:
sono le configurazioni a cui farai riferimento quando dovrai considerare la possibilità di formare un legame tra due elementi.
Ma quanti sono i legami che un atomo può formare? E’ possibile intuirlo dalla configurazione di Lewis? Evidentemente sì,
dipende da quanto la configurazione dell’elemento si allontana da quella di un gas nobile, ad esempio ti ricordi qual è il
gruppo del fosforo?....... Il quinto, quindi possedendo cinque elettroni esterni la sua configurazione di Lewis sarà:
Facendo riferimento alle configurazioni dei gas nobili precedentemente rappresentate è evidente che al fosforo mancano
tre elettroni per completare l’ottetto, quindi sono tre i legami che tenderà a formare con gli elementi con cui reagisce,
utilizzando gli elettroni spaiati e tendendo ad acquistare gli elettroni di cui ha bisogno, ricorda infatti che il fosforo è un non
$+
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metallo. A questo punto sai prevedere qual è il numero di legami che può formare l’azoto? Chiaramente non hai avuto
neanche bisogno di rappresentare la configurazione, trovandosi nello stesso gruppo hanno la capacità di formare lo stesso
numero di legami. Consideriamo ora un altro elemento molto comune, l’ossigeno:
Anche l’ossigeno è un non metallo ed ha bisogno di due elettroni, per raggiungere la configurazione dei gas nobili quindi
tenderà a formare due legami, attirando verso di sé i due elettroni.
Vediamo ora il comportamento dell’alluminio, un tipico metallo del terzo gruppo
Nell’alluminio gli elettroni esterni sono come sai solo tre e come sappiamo il suo comportamento da metallo prevede che
l’elemento tenda ad assumere la configurazione del gas nobile che lo precede nella tavola periodica, cedendo gli elettroni;
il numero di legami che potrà formare sarà quindi tre.
Possiamo adesso trarre una prima regola generale, che poi allargheremo, da applicare a questo tipo di rappresentazione
schematica, per cui
il numero di legami che un elemento può formare è rappresentato in prima analisi dal numero
di elettroni spaiati presenti.
A questo punto avrai naturalmente capito però che il modo con cui si formano i legami è differente a secondo del tipo di
elementi considerati, ad esempio sia l’alluminio che il fosforo possono formare tre legami ma la loro reattività è differente
quindi il tipo di legame sarà molto diverso.
Principio della sovrapposizione degli orbitali nella molecola di H2. I contorni degli orbitali 1s di
due atomi di idrogeno sono rappresentati in forma circolare.
La densità elettronica nella zona tratteggiata è maggiore della semplice addizione delle
densità elettroniche dei singoli orbitali 1s. La sfumatura in violetto riproduce l’intero Orbitale
Molecolare O.M.
INTERAGISCI CON IL LIBRO
Riscrivi le strutture di Lewis per tutti gli elementi del 2° e 3° Periodo dei gruppi A ed individua per ogni atomo il
numero di legami che può formare ed il massimo numero di elettroni che può impegnare
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Prima di continuare ad utilizzare la configurazione di Lewis conviene sottolineare che è un modo empirico e comodo
per rappresentare una configurazione elettronica ma non bisogna dimenticare che ad ogni puntino o coppia di puntini
corrisponde una ben determinata zona dello spazio in cui esiste la massima probabilità di trovare gli elettroni
così rappresentati.
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Unità 6.2
I legami
6.2.1 IL LEGAME CHIMICO
Abbiamo visto che gli atomi tendono a legarsi spontaneamente fra loro per formare delle molecole, dando luogo al legame
chimico ogni qual volta questo processo permette loro di raggiungere una condizione di maggiore stabilità energetica, quindi
Insieme
energia del sistema
A+B
Legame
>
energia del sistema
A-------B
Per cui possiamo dire che: si ha un legame chimico quando due atomi si uniscono tra loro mettendo in
compartecipazione elettroni, in un processo la cui forza motrice è una diminuzione dell’energia globale del
sistema formato dalle due particelle.
Cosa succede agli atomi quando si avvicinano? in realtà essendo formati da cariche negative e positive si creeranno
sia forze repulsive che attrattive secondo il seguente schema
Se per un determinato aggregato atomico esiste una distanza particolare in cui si raggiunge una situazione di equilibrio
a cui corrisponde un minimo di energia allora si potranno formare dei legami stabili che determineranno l’esistenza
di molecole.
Una volta che il legame si è formato gli elettroni dei due atomi coinvolti
possono essere condivisi in vario modo a secondo del tipo di reattività,
come in parte abbiamo già visto. La forza necessaria a rompere tale
legame è chiamata energia di legame ed essa dipende dalla natura
chimica degli atomi che stabiliscono il legame. La lunghezza del
legame è il risultato di un equilibrio tra la forza di attrazione del legame
stesso e la forza di repulsione dei nuclei atomici. Il modello
rappresentativo della lunghezza di legame ricorda una molla.
Consideriamo tre casi emblematici : Il Cloro appartiene agli Alogeni (VII Gruppo A) quindi la sua struttura di Lewis sarà
Il simbolismo è chiaro, il cloro ha sette elettroni, tre doppietti (accoppiati in ciascun orbitale) ed un elettrone spaiato, potrà
quindi formare un legame, ma di che tipo? Avendo un’alta affinità elettronica tenderà ad attrarre un elettrone ma lo acquisterà
del tutto, trasformandosi in uno ione, o solo parzialmente? Come avrai sicuramente capito dipende dall’altro atomo con cui
sta formando il legame.
Se consideriamo infatti la possibilità di reagire con un altro atomo di cloro,
sebbene gli atomi che si stanno unendo siano di per sé molto reattivi, presentano la stessa tendenza ad acquistare elettroni
e l’unico modo per raggiungere una situazione di stabilità energetica è quella di raggiungere un compromesso “da buoni
amici”. Si dice che gli elettroni sono messi in completa compartecipazione, cioè egualmente condivisi tra i due nuclei
(nube gialla nella figura sottostante), in modo che entrambi gli atomi risentano della loro presenza e possano raggiungere
la configurazione otteziale dell’Ar.
$*
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In realtà quello che avviene è un po’ simile a quanto succede tra due contendenti nel tiro alla fune, se i due ragazzi coinvolti
hanno la stesa forza la fune sarà ugualmente condivisa, raggiungendo una situazione di equilibrio. La molecola che si ottiene
quindi è biatomica e si indica con il simbolo Cl 2
Il legame in questo caso si dice COVALENTE PURO o anche OMOPOLARE perché,
essendo gli elettroni perfettamente condivisi, non c’è nessuna separazione di cariche.
Questo tipo di legame si estende nella direzione della “linea” che unisce i due atomi (asse
internucleare).
Se invece il cloro si lega con l’idrogeno, cosa succede? Ti ricorderai benissimo che sebbene si trovi nel I gruppo, l’idrogeno
non è un metallo ed anzi ha un comportamento particolare, caratterizzato da un valore di elettronegatività intermedia. In
questo caso si lega al cloro che pur essendo fortemente elettronegativo non riesce a strappargli del tutto l’elettrone.
Entrambi gli elettroni di legame sono messi in compartecipazione anche se il cloro rappresenta il “prepotente” della
situazione, e li sposta verso il proprio nucleo (la nube gialla in figura è asimmetrica) comunque il doppietto di elettroni
appartiene ad entrambi gli atomi per cui l’Idrogeno raggiunge la configurazione dell’Elio ed il Cloro quella dell’Argon e la
molecola che si forma è rappresentata dal simbolo HCl.
In questo caso il legame si chiama COVALENTE POLARE o anche ETEROPOLARE
(diversamente polare), infatti il decentramento degli elettroni determina una maggiore densità
di carica negativa verso il cloro ed una carenza di cariche negative sull’idrogeno. Le cariche
quindi si differenziano con la formazione di una parziale carica negativa(-) sul cloro ed una
parziale carica positiva (+) sull’idrogeno (DIPOLO) .
Riprendendo l’esempio del tiro alla fune, questa situazione corrisponde ad una mancanza di equilibrio tra forze, in cui non
c’è però una totale prevalenza di uno sull’altro per cui si ottiene solo uno spostamento, più o meno accentuato, verso uno
dei due contendenti. Consideriamo infine ciò che succede quando il Cloro si lega con il Sodio
..
: Cl
.. .
+
.
Na
..
: Cl
.. ..
+
Na
Il legame in questo caso è un tipico esempio di legame tra elementi in cui la tendenza di uno dei due a cedere l’elettrone
è complementare alla forte tendenza dell’altro ad acquistarlo: il risultato è un completo trasferimento dell’elettrone
del sodio sull’atomo di cloro.
Entrambi gli atomi si ionizzano, stabilizzandosi, in quanto il primo assume la configurazione del Neon ed il secondo quella
dell’Argon; il rapporto di combinazione è quindi di 1 ad 1, rappresentato dal simbolo Na+ Cl-
La forza che li tiene insieme è di tipo elettrostatico (Coulombiana), perché si sono formati
dei veri e propri ioni di carica opposta ed IL LEGAME è detto IONICO. In questo caso ogni
ione Cloro (negativo) tenderà a circondarsi con il massimo numero di ioni Sodio (positivi) ed il
legame di conseguenza si estenderà in ogni direzione dello spazio in cui ci siano ioni di carica
opposta.
La formula chimica quindi in questo caso, rappresenta un rapporto di carica tra ioni positivi e ioni negativi
e non una molecola.
In determinati casi le interazioni tra gli atomi possono coinvolgere dei doppietti solitari. Nella chimica
tradizionale Il LEGAME in cui il doppietto di elettroni condiviso proviene da un solo atomo si chiama
COVALENTE DI TIPO DATIVO, in realtà una volta messi in comune gli elettroni diventano indistinguibili ed
è impossibile capire a quale atomo originariamente appartenessero. Oggi si preferisce parlare di LEGAME
DI COORDINAZIONE
$)
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Cristallo di NaCl (salgemma)
Ricapitolando
Gli elettroni esterni, di valenza, sono implicati nel LEGAME CHIMICO
Tra gli elettroni di valenza distinguiamo gli elettroni SINGOLI ed i DOPPIETTI SOLITARI:
i primi sono i più reattivi e sono impegnati immediatamente nella formazione del legame, i secondi
GENERALMENTE non sono coinvolti perciò vengono anche chiamati DOPPIETTO di NON LEGAME
Gli atomi tendono ad assumere la configurazione elettronica dei gas nobili attraverso l’interazione
con altri atomi con cui scambiano o mettono in compartecipazione gli elettroni (REGOLA
DELL’OTTETTO)
Gli elettroni messi in compartecipazione sono chiamati COPPIA (DOPPIETTO) DI LEGAME
Se gli elettroni vengono completamente trasferiti da un atomo all’altro si ha un LEGAME IONICO
Se gli elettroni sono in compartecipazione si ha un LEGAME COVALENTE che potrà essere PURO O
POLARE
In alcune situazioni quando gli elettroni singoli sono già stati impegnati anche i doppieti
solitari possono essere messi in compartecipazione con altri atomi, trasformandosi in doppietto
di legame e formando un legame COVALENTE DATIVO
Rifletti
Il numero di legami che un atomo può formare influisce quindi sul rapporto con cui gli atomi si combinano tra loro ed in
ultima analisi sulla molecola e sulla formula che la rappresenta. Nei casi, in cui l’atomo coinvolto possegga dei doppietti
solitari, può impegnarli formando dei legami di tipo dativo, di conseguenza il numero di legami che l’elemento può
formare aumenta e questo comporta che possono esistere composti con gli stessi elementi ma presenti in rapporti
differenti ad esempio HClO ma anche HClO2, HClO3, HClO4. Naturalmente, come verificherai in modo più approfondito
in seguito, in questi casi il composto che si formerà dipenderà dalla quantità di ossigeno presente nell’ambiente di reazione.
INTERAGISCI CON IL LIBRO
INTERAGISCI CON IL LIBRO Indica le differenze tra i vari tipi di legami che hai studiato ……………………………
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individua i tipi di legame che si formano nelle seguenti molecole: H2O, KOH, KI, NH3 , KH, CHI3, NaCl, I2 , O2,
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La polarità del legame
E’ fondamentale quindi per poter interpretare davvero il comportamento di una molecola e quindi classificarla, conoscere
non solo il numero di legami presenti, in modo da individuare il rapporto con cui gli atomi sono legati tra loro, ma anche il
tipo di legame formatosi.
In realtà questa distinzione così netta non esiste, come vedrai quando approfondirai il concetto di legame nei prossimi anni,
e sarebbe più opportuno parlare di predominanza del carattere ionico o predominanza del carattere covalente del legame,
visto che quelle rappresentate sono delle condizioni estreme ma questa interpretazione è comoda e non comporta grossi
errori se il livello di approccio all’argomento non diventa troppo approfondito.
Secondo questa interpretazione il parametro più utilizzato per individuare facilmente le caratteristiche del legame formatosi
in una molecola è l’elettronegatività, meglio ancora la differenza di elettronegatività che più di ogni altra proprietà
indica immediatamente il comportamento relativo degli atomi coinvolti. Possiamo a questo punto riuscire a prevedere
velocemente, senza complicati calcoli matematici, oltre al numero anche il tipo di legami che gli atomi possono formare?
Il trasferimento di un elettrone da un atomo all’altro avverrà quanto più bassa è l’energia di ionizzazione (primi Gruppi
della Tavola Periodica) di un elemento e quanto più alta è l’affinità elettronica dell’altro (ultimi Gruppi della Tavola
Periodica) o in altri termini quanto maggiore è la loro differenza di elettronegatività (EN), per cui possiamo in linea
di massima prevedere che
Il carattere di un legame covalente puro si assume quando EN = 0
La polarità del legame cresce col crescere del EN
II legame è covalente polare fino a EN = 2;
Si ha un legame prevalentemente ionico quando EN > 2;
Il carattere di un legame si assume ionico quando EN > 3;
Come al solito la Tavola Periodica, evidenziando le proprietà degli elementi coinvolti nel legame, ci permette di prevederne
il comportamento chimico (reattività) e quindi le caratteristiche della molecola che si formerà.
Riassumendo
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Stabilire quale è il legame più polare tra C–F, N–F e O–F.. Prevedere come varia il valore del momento dipolare del
legame X–Cl, passando da X = Al a X = S. ……………………………………………………………………………
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Distinguere tra i seguenti composti quali hanno un legame ionico e quali solo legami covalenti CH3I, LiOH, CH3ONa,
CH3OH, H2S, Mg(OH)2, CHCl3.
Distinguere all’interno della singola molecola i legami in ordine di polarità
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6.2.2 QUANDO GLI ELETTRONI SONO “LIBERI”
Il Legame metallico La specialità dei corpi metallici è quella di essere buoni conduttori di elettricità e di calore. La capacità
di conduzione di questi elementi, specialmente Oro, Argento e Rame dipende dal fatto che i loro elettroni di valenza non
sono legati, ma costituiscono una sorta di “nuvola” che può facilmente spostarsi.
Secondo il modello del “gas elettronico” dei metalli, al reticolo regolarmente disposto di ioni metallici a carica positiva sono
immersi in una nube di elettroni che si muovono liberamente. La facile capacità di movimento del gas elettronico è il motivo
della buona capacità conduttiva di elettricità e calore dei metalli.
6.2.3 QUANDO LE MOLECOLE SI LEGANO TRA LORO
Le molecole possono aggregarsi tra loro, a tenerle unite intervengono speciali legami detti intermolecolari ( tra molecola e
molecola). Spesso i legami intermolecolari sono di natura elettrostatica e quelli più importanti riguardano molecole ad alta
polarità come ad esempio l’acqua.
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LEGAME A PONTE DI IDROGENO TRA MOLECOLE DI ACQUA
La molecola d’acqua presenta una alta polarità dovuta al fatto che l’atomo di ossigeno essendo più elettronegativo dei due
atomi di idrogeno, richiamerà verso il proprio nucleo gli elettroni di legame facendo aumentare la densità elettronica e quindi
costituendo un polo negativo nella molecola. L’idrogeno, inversamente avendo una densità elettronica molto bassa si
caricherà positivamente per effetto della carica del nucleo. La particolare forma della molecola d’acqua che presenta un
angolo di legame di circa 105° formerà con altre molecole vicine un campo elettrico che farà disporre il polo negativo
(ossigeno) di una molecola in corrispondenza del polo positivo dell’altra ( idrogeno). La forza elettrostatica che si genera
tiene unite la diverse molecole secondo lo schema riportato in figura. Il particolare legame intermolecolare prende il nome
di LEGAME A PONTE DI IDROGENO. Questo particolare legame è influenzato molto dalla temperatura in quanto
all’aumentare di T aumenta l’energia cinetica delle molecole che iniziando a muoversi più intensamente determinano
l’indebolimento o addirittura la rottura di questo legame. Al contrario quando la temperatura scende , le molecole sono
meno cariche energeticamente e quindi il legame a ponte di idrogeno è più forte.
6.2.4 IL NUMERO DI OSSIDAZIONE
Nella chimica il linguaggio simbolico è molto importante e per velocizzare l’interpretazione della reattività chimico di una
sostanza, ci si serve di un comodo metodo, cioè utilizzare un numero che individui, per ogni elemento all’interno di un
composto, contemporaneamente il numero di elettroni impiegati ed il suo comportamento: il NUMERO DI OSSIDAZIONE
Il NUMERO DI OSSIDAZIONE rappresenta la carica reale o formale che un elemento assumerebbe, all’interno di
una molecola, se gli elettroni coinvolti nei legami si attribuissero completamente all’elemento più elettronegativo
Proviamo ad interpretare meglio il concetto espresso da questa definizione attraverso degli esempi rappresentativi.
Riferendoci come al solito al cloro, proviamo ad indicare con il numero di ossidazione, i diversi comportamenti che questo
atomo può assumere, a secondo dell’elemento con cui è legato e del suo rapporto di combinazione.
5'5
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Nelle molecole studiate quindi il cloro ha cambiato il suo comportamento e ciò è evidenziato simbolicamente dal
cambiamento del N.O., mentre l’idrogeno ha sempre impegnato un solo elettrone tendendo a cederlo (N.O.=+1) e
l’ossigeno ha sempre attirato le coppie di legame (N.O.= -2).
In linea generale quindi possiamo dedurre che
IL VALORE ASSOLUTO DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE INDICA IL NUMERO DI ELETTRONI IMPEGNATI
DALL’ELEMENTO NELLA MOLECOLA STUDIATA
IL SEGNO POSITIVO INDICA CHE NELLA MOLECOLA STUDIATA, L’ELEMENTO E’ MENO
ELETTRONEGATIVO E QUINDI GLI ELETTRONI DI LEGAME SI ALLONTANANO
IL SEGNO NEGATIVO INDICA CHE NELLA MOLECOLA STUDIATA, L’ELEMENTO E’ PIU’
ELETTRONEGATIVO E QUINDI TENDE AD ATTIRARE GLI ELETTRONI DI LEGAME
IL VALORE NULLO PER IL NUMERO DI OSSIDAZIONE INDICA CHE NELLA MOLECOLA STUDIATA LA
DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITA’ TRA GLI ATOMI IMPEGNATI NEL LEGAME E’ NULLA E QUINDI
GLI ELETTRONI SONO PERFETTAMENTE CONDIVISI
Ricordando le caratteristiche del legame covalente omopolare possiamo affermare che tutte le sostanze nel loro stato
elementare hanno Numero di Ossidazione uguale a zero e che uno stesso elemento PUO’ possedere Numeri di
Ossidazione diversi se manifesta differenti comportamenti chimici.
Naturalmente non dobbiamo mai dimenticare che questi, che sembrano degli automatismi, in realtà sono il risultato della
configurazione elettronica dell’atomo che influenza la reattività di tutti gli elementi. Per questo motivo nella tavola periodica
sono riportati i numeri di ossidazione di tutti gli elementi ed è subito evidente che gli elementi che hanno la stessa reattività
dovuta ad un’identica distribuzione degli elettroni nell’ultimo livello, hanno numeri di ossidazione identici: gli elementi del
I gruppo (un elettrone nell’ultimo livello) hanno tutti solo il Numero di ossidazione +1, i metalli alcalino terrosi (due
elettroni nell’ultimo livello) hanno tutti solo il Numero di Ossidazione +2, gli alogeni (sette elettroni nel’ultimo livello) hanno
tutti il Numero di Ossidazione -1. Nella tabella sottostante sono riportati i numeri di ossidazione di alcuni tra gli elementi
più comuni della Tavola Periodica, per gli atomi con più valori il primo rappresenta il comportamento chimico più frequente.
Per gli elementi di transizione si faccia riferimento alla Tavola Periodica completa allegata nel capitolo precedente.
5'2
Book in
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esistono delle regole empiriche che permettono di ricavare il numero di ossidazione di un elemento all’interno di una molecola
se non lo si conosce ma ne rimandiamo la trattazione al paragrafo successivo , perché ormai sei pronto per classificare e
dare un nome all’enorme numero di composti che caratterizzano quella che viene chiamata la Chimica Inorganica.
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INTERAGISCI CON IL LIBRO Ricava i numeri di ossidazione per gli atomi di tutte le molecole di cui avete
rappresentato le configurazioni di Lewis nelle esercitazioni precedenti.
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5'1
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Unità 6.3
La nomenclatura
6.3.1 Il NOME DEI COMPOSTI CHIMICI
Come si chiamano le molecole?
I composti chimici attualmente conosciuti sono circa 5 milioni ed il loro numero aumenta di circa 500 mila ogni anno. Un
numero così grande di sostanze, ha necessariamente bisogno di essere organizzato secondo regole semplici, chiare ed
universalmente condivise. Lo scopo della nomenclatura è fornire regole per individuare un composto, attribuendogli in modo
chiaro un nome preciso ed una formula. Vi sono essenzialmente due tipologie di Nomenclatura:
1) Nomenclatura Tradizionale:
Prevede l’uso di prefissi e suffissi, in riferimento al numero di ossidazione dei vari elementi partendo dalla suddivisione in
metalli, non metalli e semimetalli e proseguendo in base alla successiva reattività delle molecole. E’ la classificazione più
“chimica” e quindi ancora la più usata anche se comporta uno sforzo di memoria.
2) Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry): è la nomenclatura ufficiale, introdotta a partire
dagli anni ’70 del secolo scorso, che sta soppiantando la nomenclatura tradizionale. Le regole della nomenclatura sono
affidate a Commissioni Permanenti della IUPAC, sono in continua evoluzione e seguono di pari passo lo sviluppo stesso
della chimica. Prevede l’indicazione del numero di atomi di ogni elemento presente all’interno del composto ed in alcuni
casi il numero di ossidazione viene indicato tra parentesi a fianco del nome del composto.
Alcuni nomi tradizionali, fortemente radicati nell’uso comune, quali acqua H2O, ammoniaca (NH3) o metano (CH4), sono
stati accettati come internazionalmente validi. In questo lavoro è stata privilegiata la nomenclatura tradizionale in quanto
ancora molto in vigore nella didattica chimica e solo in alcuni casi sono stati ripresi alcuni composti e rinominati con la
Nomenclatura Ufficiale. Prima di cominciare a dobbiamo riprendere un concetto già esposto perché per costruire la maggior
parte dei composti chimici è necessario conoscere il numero di ossidazione degli elementi
Regole convenzionali per l’attribuzione dei numeri di ossidazione
In base a quanto hai appreso nel capitolo della tavola periodica e nei precedenti paragrafi, possiamo estrapolare e riunire
le principali regole per l'attribuzione dei numeri di ossidazione, per permetterti di velocizzare l’interpretazione della reattività
delle molecole:
1) Il n. ox delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Fe etc) è sempre zero poiché ci troviamo di fronte ad atomi di uno stesso
elemento, aventi perciò la stessa elettronegatività. Più in generale quando in una molecola due atomi di uno stesso elemento
si uniscono con legame covalente, gli elettroni di legame non vanno attribuiti a nessuno dei due atomi.
2) Il n.ox di uno ione è uguale alla sua carica
Mg2+ (n.ox +2);
Cl1- (n.ox -1)
3) L'idrogeno presenta sempre n.ox +1 tranne che nei composti in cui si lega direttamente con i metalli alcalini (elementi
del I gruppo A) e alcalino-terrosi (elementi del II gruppo A), e con tutti i metalli (che sono meno elettronegativi
dell'Idrogeno). In tali composti l'H ha nox-1.
4) L'ossigeno ha sempre n.ox -2 tranne che:
a) nei composti dove l'ossigeno impegna uno dei suoi due elettroni per legarsi ad un altro atomo di ossigeno. Secondo
quanto previsto dalla regola numero 1 in questo caso gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre
viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi.
Un esempio di questi composti è il perossido di idrogeno o acqua ossigenata H2O2
H−O−O−H
Pertanto in questo caso il n.ox dell’ossigeno sarà -1.
b) quando l’ossigeno si lega con il Fluoro (unico elemento più elettronegativo dell’ossigeno) ed in questo caso il suo numero
di ossidazione n.ox = +2.
5) Il Fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per
raggiungere l'ottetto, ha sempre n.ox -1.
6) Gli altri elementi del VII gruppo A il n.ox più elevato hanno anch'essi n.ox -1, tranne quando si legano con elementi più
elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi.
7) In generale di un elemento corrisponde al numero del gruppo a cui appartiene. Così gli elementi del primo gruppo
presentano nox +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via fino agli elementi del settimo gruppo i cui elementi
presentano come nox più elevato +7. Ciò è valido per i Gruppi A mentre per quelli B non esistono regole generali ma
saranno attribuiti seguendo la loro distribuzione elettronica ed in particolare la tipologia di composti che gli stessi elementi
dei Gruppi B possono dare sperimentalmente.
8) Gli elementi del VII gruppo A oltre al n.ox +7 possono presentare nox +5, +3, +1, -1 ed in taluni casi +4.
Gli elementi del VI gruppo A oltre al n.ox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2 ed in taluni casi +3.
5'+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Gli elementi del V gruppo A oltre al n.ox + 5 possono presentare nox +3, -3 ed in taluni casi +1 ,+2, +4.
Gli elementi del IV gruppo A altre al n.ox +4 possono presentare nox +2.
9) In una specie chimica neutra la somma dei n.ox di tutti gli atomi che la compongono deve sempre essere nulla cioè
pari a zero.
10) In uno ione poliatomico (formato da più atomi) la somma dei n.ox dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica
totale dello ione. La conoscenza dei numeri di ossidazione ci permette di costruire in modo semplice i principali composti
chimici, che divideremo in composti Binari e composti Ternari
Esempi
1) Per calcolare il numero di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforica SO3, si procederà in questo modo:
a) ciascun atomo di ossigeno presenta n.ox -2 ( regola n° 4);
b) complessivamente i tre atomi presentano n.ox -6 (-2 X 3 = -6);
c) affinché la somma dei nox sia zero lo zolfo deve presentare n.ox + 6.
2) Per calcolare il n.ox dello zolfo nello ione poliatomico HSO4- si procederà in questo modo:
a) i quattro atomi di ossigeno presentano complessivamente n.ox – 8 (regola 4 – nox di ciascun ossigeno -2)
b) l'idrogeno presenta n.ox + 1 ( regola n° 3).
c) sommando il n.ox degli ossigeni e dell'idrogeno si ottiene - 7
d) affinché la somma di tutti i n.ox dia la carica complessiva dello ione -1, lo zolfo deve presentare n.ox +6.
Regole per costruire i composti chimici
Per costruire un composto chimico è necessario conoscere i numeri di ossidazione degli elementi componenti. Dalla tipologia
degli elementi componenti una formula, possiamo distinguere i composti in binari, ternari, quaternari etc.
Composti Binari
I composti binari sono formati da due soli elementi chimici. Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento
meno elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo.
Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto indice, che indica quanti atomi di quello elemento
sono presenti nel composto. Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il nox del primo elemento come
indice del secondo e viceversa. Vogliamo, ad esempio, scrivere la formula di un composto binario formato da un elemento
A il cui numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, otterremo
Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione negativo (il più elettronegativo) è stato scritto per secondo.
Tale metodo di costruzione dei composti binari garantisce la neutralità della molecola. Infatti nella molecola sono presenti 3
atomi di A per un totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B per un totale di 6 cariche negative. Qualora dopo aver calcolato
gli indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno semplificati, tranne alcuni casi particolari (ad esempio
nella molecola di acqua ossigenata H2O2 non si opera alcuna semplificazione).
Vogliamo, ad esempio, costruire un composto binario partendo dagli elementi X con numero di ossidazione +4 e Y con
numero di ossidazione -2, si otterrà
Principali composti binari
1) Idruri dei metalli
Sono composti dell'idrogeno con metalli più elettropositivi. In tali composti l'idrogeno presenta nox -1 (ione idruro H-) e
quindi nella formula va scritto per secondo, hanno formula generale MeHx dove x rappresenta il numero di ossidazione del
metallo quindi gli idruri dei metalli alcalini (I gruppo A) che presentano nox +1, hanno formula generale
MeH
Gli idruri dei metalli alcalino terrosi (II gruppo A), che presentano tutti nox +2, hanno formula generale
MeH2
5'.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Il loro nome è formato dal termine "idruro" seguito dal nome del metallo:
NaH (idruro di sodio)
MgH2 (idruro di magnesio).
Gli idruri sono altamente reattivi. Reagiscono con l’acqua generando idrogeno e sono utilizzati molto in chimica organica
come riducente. Oggi gli idruri sono studiati al fine di essere usati nei serbatoi delle automobili alimentate ad idrogeno; come
spugne, capaci di consentire uno stoccaggio di carburante e quindi facilitarne l’utilizzo diretto a richiesta; oppure garantire
alle automobili alimentate a celle combustibili una elevata autonomia.
2) Idruri dei non metalli e semimetalli
Sono composti dell’idrogeno con i semimetalli e non metalli. Sono gas spesso infiammabili all’aria.
Formula
CH4
SiH4
NH3
PH3
AsH3
Nome comune
Metano
Silano
Ammoniaca
Fosfina
Arsina
Nomenclatura IUPAC
Tetraidruro di carbonio
Tetraidruro di silicio
Triidruro di azoto
Triidruro di fosforo
Triidruro di arsenico
3) Idracidi
Gli idracidi sono composti binari che formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e del VI
gruppo A ( zolfo)
Il nome degli idracidi secondo la nomenclatura tradizionale si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non
metallo seguito dalla desinenza -idrico.
La Nomenclatura Ufficiale IUPAC chiama questi composti ponendo il suffisso –uro al nome del non-metallo seguito da
idrogeno a sua volta preceduto dal prefisso (1 –mono; 2 –di oppure -bi; 3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ;6 –esa ; 7 –epta) che
indica il numero di idrogeni presenti.
Ad esempio la notissima formula chimica HCl rappresenta, secondo la nomenclatura tradizionale, l’Acido Cloridrico ;con
la nomenclatura IUPAC si chiamerà Cloruro di monoIdrogeno
Formula composto
HF
HCl
H2 S
HBr
HI
Nomenclatura tradizionale
acido fluoridrico
acido cloridrico
acido solfidrico
acido bromidrico
acido iodidrico
Nomenclatura IUPAC
fluoruro di monoidrogeno
cloruro di monoidrogeno
solfuro di diidrogeno
bromuro di monoidrogeno
ioduro di monoidrogeno
N.B.: Esiste un idracido nei composti ternari: HCN (acido cianidrico)
3) Ossidi (Ossidi Basici)
Sono composti in cui un metallo si lega con l'ossigeno (nox -2).
Si formano per la reazione di un metallo con l'ossigeno
Metallo + O2 Ossido
La reazione è rapida con i metalli dei primi gruppi, che presentano forte carattere metallico, più lenta con gli altri metalli.
Secondo la nomenclatura tradizionale il nome degli Ossidi è formato dalla parola "ossido" seguito dal nome del metallo; se
il metallo presenta diversi nox a quello maggiore viene attribuita la desinenza –ico, a quello a n.ox minore la desinenza –oso.
Normalmente i metalli che formano ossidi non presentano un numero di nox superiore a due valori.
Me (Metallo) nox = + x
Me2Ox
Me2Ox
Ossido del Metallo
Ossido (radice metallo) -OSO
Me (nox = +x ; +y)
per x minore di y (x <y)
Me2Oy
5'*
Ossido (radice metallo) -ICO
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Elemento
Formula
Radice
Esempio
Ferro (+2)
FeO
ferr-
Ossido ferroso
Ferro (+3)
Fe2O3
ferr-
Ossido ferrico
Rame (+1)
Cu2O
ram-
Ossido rameoso
Rame (+2)
CuO
ram-
Ossido rameico
Stagno (+2)
SnO
stann-
Ossido stannoso
Stagno (+4)
SnO2
stann-
Ossido stannico
Secondo la nomenclatura ufficiale il nome degli Ossidi è formato dalla parola "ossido" preceduto dal prefisso (1 –mono;
2 –di; 3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ; 6 –esa ; 7 –epta) che indica il numero di ossigeni presenti e seguito dal nome del metallo,
anch’esso preceduto dal prefisso che indica il numero di atomi del metallo presenti nella formula.
Esempi:
Elemento
n.o.
Formula
Nome tradizionale
Nome IUPAC
Li
+1
Li2O
Ossido di litio
Ossido di litio
Ca
+2
CaO
Ossido di calcio
Ossido di calcio
Cu
+1
Cu2O
Ossido rameoso
Ossido di dirame
+2
CuO
Ossido rameico
Ossido di rame
Fe
+2
+3
FeO
Fe2O3
Ossido ferroso
Ossido ferrico
Ossido di ferro
Triossido di ferro
Sn
+2
+4
SnO
SnO2
Ossido stannoso
Ossido tannico
Ossido di stagno
Diossido di stagno
4) Anidridi (Ossidi Acidi)
Le anidridi sono composti binari dei non metalli con l'ossigeno.
Non Metallo + O2 Anidride
La reazione è rapida con i non metalli che presentano forte carattere non-metallico, più lenta con gli altri non-metalli.
Per questo tipo di composti il legame presenta uno spiccato carattere covalente la cui polarità aumenta con l’aumentare
della differenza di elettronegatività tra l’ossigeno e l’altro non metallo.
Si ottengono analogamente agli ossidi, ricordando che il numero di ossidazione dell’ossigeno è sempre -2, mentre tutti i
non metalli, essendo meno elettronegativi dell’ossigeno, avranno numeri di ossidazione positivi (tranne il fluoro).
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome delle Anidridi è formato dalla parola "anidride" seguito dal nome del nonmetallo; se il non-metallo presenta diversi n.ox a quello maggiore viene attribuita la desinenza –ica, a quello a nox minore
la desinenza –osa.
Alcuni non metalli (soprattutto gli alogeni) presentano più di due n.o. positivi, in questo caso per indicare i valori estremi si
aggiungono i prefissi
–ipo al suffisso –oso per indicare il più basso dei quattro
–per al suffisso –ico per indicare il più alto dei quattro
5')
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
N 2O x
ANIDRIDE IPO – RADICE NONMETALLO –OSA
ANIDRIDE RADICE NONMETALLO –OSA
N 2O y
N (Non-Metallo) nox = +x, +y, +t, +z
con (x<y<t<z)
N 2O t
ANIDRIDE RADICE NONMETALLO –ICA
ANIDRIDE PER – RADICE NONMETALLO –ICA
N 2O z
Elemento
Formula
Radice
Esempio
Boro (+3)
B2O3
Bor-
Anidride borica
Carbonio (+4)
CO2
Carbon-
Anidride carbonica
Cloro (+1)
Cl2O
Clor-
Anidride ipoclorosa
Cloro (+3)
Cl2O3
Clor-
Anidride clorosa
Cloro (+5)
Cl2O5
Clor-
Anidride clorica
Cloro (+7)
Cl2O7
Clor-
Anidride perclorica
Zolfo (+6)
SO2
Solf
Anidride solforosa
Zolfo (+4)
SO3
Solf
Anidride solforica
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC)
Secondo la Nomenclatura Ufficiale il nome delle Anidridi è formato parola "ossido" preceduto dal prefisso (1 –mono; 2 –di;
3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ;6 –esa ; 7 –epta) che indica il numero di ossigeni presenti e seguito dal nome del metallo, anch’esso
preceduto dal prefisso che indica il numero di atomi del metallo presenti nella formula.
5'(
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Riassumendo:
Elemento
nox
Formula
Nome tradizionale
Nome IUPAC
B
C
+3
+4
+2
+4
+6
+3
+5
+1
+3
+4
+5
+7
B2O3
CO2
CO
SO2
SO3
P2O3
P2O5
Cl2O
Cl2 O3
ClO2
Cl2 O5
Cl2 O7
Anidride borica
Anidride carbonica
Ossido di carbonio
Anidride solforosa
Anidride solforica
Anidride fosforosa
Anidride fosforica
Anidride ipoclorosa
Anidride clorosa
Biossido di cloro
Anidride clorica
Anidride perclorica
Triossido di Boro
Diossido di carbonio
Monossido di carbonio
Diossido di zolfo
Triossido di zolfo
Triossido di difosforo
Pentossido di difosforo
Monossido di diCloro
Triossido di diCloro
Diossido di cloro
Pentossido di diCloro
Eptossido di diCloro
S
P
Cl
GRUPPI SPECIALI
Un tipo particolare di composti con ossigeno sono i Perossidi e i superossidi.
I perossidi sono composti in cui è presente il gruppo perossido (− O − O −) unito ad elementi più elettropositivi. Nei
perossidi ciascun atomo di ossigeno presenta nox -1.
Il loro nome è formato dalla parola "perossido" seguito dal nome dell'elemento legato.
Esempio
Perossido di idrogeno H2O2 (commercialmente chiamata acqua ossigenata)
N. B: Esistono perossidi anche nei composti ternari: H2 SO5 perossosolforico e K2 S2 O2 perossodisolfato
I superossidi sono composti contenenti lo ione superossido: O2-. l'Ossigeno ha no. di ossidazione -1/2.
Es: KO2
SINTESI
5'$
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Composti Ternari
I composti Ternari sono formati da tre soli elementi chimici.
Principali composti ternari
Gli Ossidi e le Anidridi reagiscono con l'acqua per dare due importanti classi di composti ternari, gli idrossidi e gli acidi
ossigenati o ossiacidi, i quali oltre a contenere ossigeno contengono anche idrogeno essendo l’acqua formata da
idrogeno ed ossigeno H2O.
Un composto ternario che contenga idrogeno e ossigeno viene scritto in modo diverso a seconda che presenti un
carattere acido o basico.
Se si tratta di un acido vengono messi in evidenza gli atomi di idrogeno, scrivendo per primo l'idrogeno seguito dal
simbolo chimico del non metallo X ed infine dall'ossigeno.
ACIDO OSSIGENATO
HxXyOz
se si tratta di un idrossido vengono messi in evidenza i gruppi ossidrili
(-OH), scrivendo per primo il simbolo dell'elemento metallico Y seguito da tanti gruppi ossidrili racchiusi tra parentesi
tonde, quanti ne richiede il numero di ossidazione "n" del metallo.
IDROSSIDO
Y(OH)n
Alcuni composti possono comportarsi come acido o come base, a seconda delle condizioni di reazione e per questo
sono detti composti anfoteri pertanto la loro formula chimica può essere scritta come quella di un acido o come quella
di un idrossido in relazione al particolare comportamento che presentano in una data reazione.
1) Idrossidi
Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un ossido
Ossido + acqua Idrossido
Il carattere basico di queste sostanze, cioè la loro tendenza a liberare ioni OH- è legato alla presenza , nella molecola,
di un metallo che rende polare il legame con i gruppi ossidrilici (-OH). Sull'atomo di ossigeno dell'ossidrile si intensifica
in tal modo la parziale carica negativa, mentre sul metallo si forma una parziale carica positiva che ne facilita la liberazione
come catione, una volta in acqua, e la separazione dei gruppi OH-.
Nomenclatura Tradizionale
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome degli Idrossidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente, sostituendo
il termine "idrossido" al termine "ossido".
Me(OH)x
Me (Metallo) nox = + x
Me(OH)x
Idrossido del Metallo
Idrossido (radice metallo) -OSO
Me (nox = +x ; +y)
per x minore di y (x <y)
Me(OH)y
55'
Idrossido (radice metallo) -ICO
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I
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Elemento
Formula
Radice
Esempio
Sodio (+1)
NaOH
sod-
Idrossido di sodio o sodico
Ferro (+2)
Fe(OH)2
ferr-
Idrossido ferroso
Ferro (+3)
Fe(OH)3
ferr-
Idrossido ferrico
Rame (+1)
CuOH
ram-
Idrossido rameoso
Rame (+2)
Cu(OH)2
ram-
Idrossido rameico
Stagno (+2)
Sn(OH)2
stann-
Idrossido stannoso
Stagno (+4)
Sn(OH)4
stann-
Idrossido stannico
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC)
Secondo la Nomenclatura Ufficiale il nome degli Idrossidi è formato dalla parola "idrossido"preceduto dal prefisso ( 1 –
mono; 2 –di; 3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ;6 –esa ; 7 –epta) che indica il numero di ossidrili presenti e seguito dal nome del
metallo, a cui si pone tra parentesi il suo numero di ossidazione .
Formula composto
LiOH
KOH
Mg(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
CuOH
Cu(OH)2
Sn(OH)2
Sn(OH)4
Nomenclatura tradizionale
Idrossido di litio
Idrossido di potassio
Idrossido di magnesio
Idrossido ferroso
Idrossido ferrico
Idrossido rameoso
Idrossido rameico
Idrossido stannoso
Idrossido stannico
Nomenclatura IUPAC
Monoidrossido di litio
Monoidrossido di potassio
Diidrossido di magnesio
Diidrossido di ferro
Triidrossido di ferro
Monidrossido di rame
Diidrossido di rame
Diidrossido di stagno
Tetraidrossido di litio
Per costruire un idrossido quindi, è sufficiente far seguire al metallo tanti gruppi ossidrili quanti ne richiede il numero di
ossidazione del metallo.
Ad esempio dall'ossido di sodio si ottiene l'idrossido di sodio (Na nox=+1)
Na2O + H2O
2NaOH
mentre dall'ossido di calcio si ottiene l'idrossido di calcio (Ca nox=+2)
CaO + H2O
Ca(OH)2
ed all'ossido di rame si ottiene l'idrossido di rame (Cu nox= +1;+2)
Cu2O + H2O
CuO + H2O
2CuOH
Cu(OH)2
2) Acidi Ossigenati
Gli acidi ossigenati si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'anidride
Anidride + acqua Acido
Il carattere acido di queste sostanze, cioè la loro tendenza a liberare ioni H+, è legato alla presenza nella molecola di un
non metallo, elemento elettronegativo che attirando gli elettroni di legame li allontana dagli atomi di idrogeno indebolendo
quindi il legame. Sugli atomi di idrogeno si forma una parziale carica positiva che ne facilita la liberazione in acqua come ioni
H+. Per questo si parla di acidi solo quando si trovano in soluzione acquosa.
555
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esempio:
SO2 + H2O
H2SO3
SO3 + H2O
H2SO4
Nomenclatura Tradizionale
Secondo la Nomenclatura Tradizionale il nome degli Acidi si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo
il termine "acido" al termine "anidride".
Formula
Esempio
Formula
Esempio (acq)
CO2
Anidride carbonica
H2CO3
Acido carbonico
Cl2O
Anidride ipoclorosa
HClO
Acido ipocloroso
Cl2O3
Anidride clorosa
HClO2
Acido cloroso
Cl2O5
Anidride clorica
HClO3
Acido clorico
Cl2O7
Anidride perclorica
HClO4
Acido perclorico
SO2
Anidride Solforosa
H2SO3
Acido solforoso
SO3
Andidride Solforica
H2SO4
Acido solforico
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC)
Secondo la Nomenclatura Ufficiale il nome degli Acidi è formato dalla parola "acido" seguito da “osso” a sua volta
preceduto dal prefisso (1 –mono; 2 –di; 3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ;6 –esa ; 7 –epta) che indica il numero di ossigeni presenti
e seguito dal nome del non-metallo sempre con il suffisso -ico,a cui si pone tra parentesi il numero di ossidazione del nonmetallo.
Formula
Tradizionale (acq)
H2CO3
Acido carbonico
HClO
Acido ipocloroso
HClO2
Acido cloroso
HClO3
Acido clorico
HClO4
Acido perclorico
H2SO3
Acido solforoso
H2SO4
Acido solforico
IUPAC (acq)
Acido
triossocarbonico
Acido
monossoclorico
Acido
diossoclorico
Acido
triossoclorico
Acido
tetraossoclorico
Acido
triossosolforico
Acido
tetraossosolforico
Acidi meta - piro - orto
Le anidridi di alcuni elementi non metalli come: fosforo, arsenico, antimonio, boro, silicio potranno sommare diverse
molecole di acqua e formare acidi che si chiameranno meta-piro-orto.In particolare si usa il prefisso meta se all'anidride si
aggiunge 1 molecola di acqua, piro se si aggiungono 2 molecole d'acqua, orto se se ne aggiungono 3.
552
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progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esempi:
P2O3 + H2O
H2P2O4 = 2HPO2
acido metafosforoso
acido diossoFosforico(3)
P2O3 + 2H2O
H4P2O5
acido pirofosforoso
acido pentossodiFosforico(3)
P2O3 + 3H2O
H6P2O6 = 2H3PO3
acido ortofosforoso
acido triossoFosforico(3)
P2O5 + H2O
H2P2O6 = 2HPO3
acido metafosforico
acido triossoFosforico(5)
P2O5 + 2H2O
H4P2O7
acido pirofosforico
acido eptaossodiFosforico(5)
P2O5 + 3H2O
H6P2O8 = 2H3PO4
acido ortofosforico
acido tetraossoFosforico(5)
B2O3 + H2O
H2B2O4 = 2HBO2
acido metaborico
acido diossoBorico(3)
B2O3 + 3H2O
H6B2O6 = 2H3BO3
acido ortoborico
acido triossoBorico(3)
SiO2 + H2O
H2SiO3
acido metasilicico
acido triossoSilicico(4)
SiO2 + 2 H2O
H4SiO4
acido ortosilicico (eccezione)
acido tetraossoSilicico(4)
Poliacidi
Si possono considerare derivati dall'unione di due o più molecole di anidridi con una o più molecole di acqua e la
nomenclatura tiene conto del numero di atomi del non metallo che caratterizza il composto
Esempi:
2 CrO3 + H2O H2Cr2O7
acido bicromico
acido eptaossodiCromico(6)
3 SiO2 + 2H2O H4Si3O8
acido trisilicico
acido ottaossotriSilicico(4)
2 B2O3 + H2O H2B4O7
acido tetraborico
acido eptaossotetraBorico(3)
Dissociazione di basi e di acidi
Dissociazione di un idrossido (Base)
Un idrossido con un solo gruppo ossidrile è detto monoprotico, con due biprotico etc.
Un idrossido monoprotico come l'idrossido di potassio si dissocia in acqua
KOH + H2O K+acq + OH-acq
un idrossido poliprotico presenta invece tante dissociazioni quanti sono i gruppi ossidrile contenuti nella sua molecola.
L'idrossido di calcio può dare teoricamente due dissociazioni
Ca(OH)2 + H2O CaOH+acq + OH-acq
CaOH+acq+ H2O Ca2+acq + OH-acq
Naturalmente essendo l’idrossido di calcio forte è totalmente dissociato quindi la dissociazione si scriverà in forma sintetica
Ca(OH)2 + H2O Ca2+acq + 2OH-acq
mentre essendo l’idrossido di rame meno forte sarà consigliabile descrivere le singole dissociazioni da cui scaturiranno le
rispettive costanti di dissociazione , come si vedrà nel proseguire degli studi
Cu(OH)2 + H2O CuOH+acq + OH-acq
CuOH+acq + H2O Cu2+acq + OH-acq
551
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Forza di un idrossido
Un idrossido si dice forte quando in soluzione acquosa è completamente o quasi completamente dissociato in cationi e
ioni OH-, si dice debole quando è poco dissociato. La forza di un idrossido si può prevedere in linea di massima, osservando
se il metallo appartiene o meno ad uno dei primi gruppi chimici. In generale un idrossido è forte quando il metallo che lo forma
è un metallo alcalino o alcalino-terroso. Così mentre l'idrossido di rame è debole, l'idrossido di sodio o quello di calcio è forte
Dissociazione di un acido
Un acido con un solo atomo di idrogeno è detto monoprotico, con due biprotico etc. Una acido monoprotico come
l'acido nitrico si dissocia in acqua
HNO3 + H2O H+acq + NO3-acq
con acq ad indicare che gli ioni sono attorniati da molecole di acqua.
Un acido poliprotico presenta invece tante dissociazioni quanti sono gli atomi di idrogeno contenuti nella sua molecola.
L'acido carbonico ad esempio può dare due dissociazioni
H2CO3 + H2O H+acq + HCO3-acq
HCO3- + H2O H+acq + CO32-acq
Naturalmente è possibile scrivere l'intera dissociazione in forma sintetica
H2CO3 + H2O 2H+acq + CO32-acq
Proviamo ora a costruire le formule dei principali ossiacidi gruppo per gruppo, tenendo presente che non tutte le reazioni
che scriveremo tra anidride e acqua possono effettivamente avvenire. Esse ci servono unicamente per ottenere la formula
corretta dei diversi acidi. Si tenga inoltre presente che non tutte le anidridi e non tutti gli acidi che scriveremo sono stati
effettivamente stati isolati. Alcuni sono solo teorici e ci servono per poter poi costruire correttamente le formule dei composti
salini che da essi derivano.
Forza di un acido
Un acido si dice forte quando in soluzione acquosa è molto o completamente dissociato in anioni e ioni H+, si dice debole
quando è poco dissociato. La forza di un acido dipende da valori come la costante di dissociazione Ka il cui significato
esula dal contesto di questo lavoro, ma si può in generale prevedere osservando il numero di atomi di idrogeno e di
ossigeno presenti nella sua molecola. In generale, può ritenersi forte quando la differenza tra il numero di atomi di ossigeno
ed il numero di atomi di idrogeno è uguale o maggiore di due, debole in caso contrario. Così mentre l'acido carbonico
H2CO3 (3-2=1) è debole, l'acido nitrico HNO3 (3-1=2) è forte.
I Sali
I sali sono composti chimici che derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più ioni H+ con cationi metallici.
I sali sono composti che possono presentare solubilità diverse in acqua (alcuni sono molto solubili, altri poco solubili), ma
la frazione di un sale che si scioglie in acqua è comunque totalmente dissociata negli ioni che lo costituiscono.
Per costruire la formula chimica di un sale è necessario
1) procedere alla dissociazione dell'acido
2) sostituire agli ioni H+ il catione metallico
3) scrivere gli opportuni indici, in modo da rendere neutra la molecola (si utilizzerà il nox del metallo come indice dell'anione
e viceversa)
4) procedere alla eventuale semplificazione degli indici
Esemplifichiamo la procedura costruendo il sale di sodio dell'acido cloridrico
1) dissociamo l'acido cloridrico HCl H+ + Cl2) lo ione sodio Na+ va a prendere il posto degli idrogeni
Na Cl
3) il nox del sodio (+1) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox dell'anione (-1) diventa l'indice del catione.
Il sale di sodio dell’acido cloridrico sarà quindi NaCl
Proviamo ora a PREPARARE il sale di calcio dell'acido solforico
1) dissociamo l'acido solforico
H2SO4 2H+ + SO422) lo ione alluminio Ca3+ va a prendere il posto degli idrogeni
Ca SO4
55+
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progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
3) il nox del calcio (+2) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox dell'anione (-2) diventa l'indice del catione.
Ca2(SO4)2
4) si proceda quindi alla semplificazione CaSO4
Il sale di calcio dell’acido solforico sarà quindi CaSO4
I sali si possono formare sia utilizzando un anione proveniente da un acido completamente dissociato, ed in tal caso sono
detti sali neutri, sia da un acido parzialmente dissociato. In tal caso l'anione possiede ancora atomi di idrogeno nella sua
molecola e il sale che si forma è detto sale acido.
Ad esempio l'acido ortofosforico può formare tre tipi di sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre dissociazioni successive
anione biacido
H3PO4 H + + H2PO4H2PO4- H+ + HPO42anione monoacido
anione neutro
HPO42- H+ + PO43Se ora vogliamo costruire i tre sali di alluminio utilizzando i tre anioni, otterremo sapendo che Al ha n.ox. +3
Al(H2PO4)3
sale biacido
Al2(HPO4)3
sale monoacido
Al3(PO4)3
sale neutro
Nomenclatura Tradizionale
I nomi dei sali si ottengono partendo dagli anioni derivanti dalle possibili dissociazioni dei corrispondenti acidi e cambiando
le desinenze secondo tale schema
OSO
ITO
ICO
ATO
IDRICO
URO
ed aggiungendo il nome del metallo con l’uso del suffisso –oso oppure –ico se il metallo stesso ha diversi n.ox. ed in
particolare n.ox. minore (suffisso –oso) nox maggiore (suffisso –ico)
NaCl
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruro,
pertanto il sale si chiamerà Cloruro di sodio
FeCl2
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruro
pertanto il sale si chiamerà Cloruro Ferroso in quanto il Ferro ha nox +2
FeCl3
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruro pertanto il sale si chiamerà
Cloruro Ferrico in quanto il Ferro ha n.ox. +3
CaSO3
anione derivante SO3- (dall’acido Solforoso) chiamato quindi Solfitopertanto il sale si chiamerà
Solfito di Calcio
55.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
FeSO3
anione derivante SO3- (dall’acido Solforoso) chiamato quindi Solfito pertanto il sale si chiamerà
Solfito Ferroso in quanto il Ferro ha n.ox. +2
Fe2(SO3)3
anione derivante SO3- (dall’acido Solforoso) chiamato quindi Solfito pertanto il sale si chiamerà
Solfito Ferrico in quanto il Ferro ha n.ox. +3
K2CO3
anione derivante CO3- (dall’acido Carbonico) chiamato quindi Carbonato
pertanto il sale si chiamerà Carbonato di Potassio
SnCO3
anione derivante CO3- (dall’acido Carbonico) chiamato quindi Carbonato
pertanto il sale si chiamerà Carbonato Stannoso ; lo Stagno n.ox. +2
Sn(CO3)2
anione derivante CO3- (dall’acido Carbonico) chiamato quindi Carbonato
pertanto il sale si chiamerà Carbonato Stannico; lo Stagno n.ox. +4
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC)
Secondo la Nomenclatura Ufficiale i nomi dei sali si formano dagli anioni derivanti dalle possibili dissociazioni degli acidi
corrispondenti cambiando le desinenze secondo tale schema:
ICO
ATO
IDRICO
URO
indicando il numero di ossidazione del non- metallo, anteponendo nel caso di Sali contenenti ossigeno, la parola
“osso”preceduta dal prefisso ( 1 –mono; 2 –di; 3 –tri; 4 – tetra; 5 –penta ;6 –esa ; 7 –epta) che indica il numero di ossigeni
presenti ed aggiungendo il nome del metallo preceduto dal prefisso numerico che indica il numero di metalli presenti con
l’indicazione del nox dello stesso metallo.
NaCl
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruropertanto il sale si chiamerà
monoCloruro di sodio
FeCl2
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruro pertanto il sale si chiamerà
diCloruro di Ferro (2)
FeCl3
anione derivante Cl- (dall’acido Cloridrico) chiamato quindi Cloruro pertanto il sale si chiamerà
triCloruro di Ferro (3)
CaSO3
anione derivante SO3- (dall’acido triossosolforico) chiamato quindi Solfato pertanto il sale si chiamerà
triossoSolfato (4) di Calcio
FeSO3
anione derivante SO3- (dall’acido triossosolforico) chiamato quindi Solfato pertanto il sale si chiamerà
triossoSolfato (4) di Ferro (2)
Fe2(SO3)3
anione derivante SO3- (dall’acido triossosolforico) chiamato quindi Solfato pertanto il sale si chiamerà
triossoSolfato (4) di diFerro (3)
55*
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progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
K2CO3
anione derivante CO3- (dall’acido triossocarbonico) chiamato quindi Carbonato pertanto il sale si chiamerà
triossoCarbonato (4) di diPotassio
SnCO3
anione derivante CO3- (dall’acido triossocarbonico) chiamato quindi Carbonato pertanto il sale si chiamerà
triossoCarbonato (4) di Stagno (2)
0
Sn(CO3)2
anione derivante CO3- (dall’acido triossocarbonico) chiamato quindi Carbonato pertanto il sale si chiamerà
triossoCarbonato (4) di Stagno (4)
Per gli anioni non neutri (sali acidi in quanto non tutti gli Idrogeni sono stati allontanati dall’acido), derivanti da acidi
poliprotici la loro nomenclatura sarà:
Nomenclatura Tradizionale (che indicheremo con N.T.)
Nomenclatura Ufficiale (IUPAC) (che indicheremo con N.U.)
KHCO3 anione derivante (dall’acido Carbonico) HCO3IdrogenoCarbonato di Potassio (N.T.)
triossoIdrogenoCarbonato (4) di Sodio (N.U.)
Fe(HSO3)2 anione derivante (dall’acido Solforoso), HSO3IdrogenoSolfito Ferroso (N.T.)
monoIdrogenotriossoSolfato (4) di Ferro (2) (N.U.)
Fe(H2PO4)3 anione derivante (dall’acido ortoFosforico) H2PO4
IdrogenoortoFosfatoFerrico (N.T.)
diIdrogenotetraossoFosfato(5)di Ferro(3) (N.U.)
C@=EIJAGCIJG@I?IJ=DICI77GEFJGE@FBGJCGJ:H@@9IGJ?HEF>IEG7IFEH;J?JHAH><IFJICJ@GB3FEGDFJ>FEFG@I?FJ?IJAF?IFJNaHCO3 /J?HDDF
GE@9HJbicarbonato di sodio
SINTESI
55)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
55(
COMPOSTO IONICO
aggregato cristallino costituito da ioni di carica opposta tenuti assieme da forze
elettrostatiche coulombiane. La loro aggregazione è dovuta alla formazione del
legame ionico costituito da atomi che formano ioni per trasferimento di elettroni dagli
atomi a basso potenziale di ionizzazione ( metalli) a quelli con elevata affinità
elettronica ( non metalli).
COVALENTE
(LEGAME)
tipo di legame che si stabilisce quando due atomi condividono una o più coppie di
elettroni. Il legame covalente può essere puro (omeopolare) o polare.
DATIVO (LEGAME)
particolare legame covalente in cui la coppia di elettroni condivisa è fornita da uno solo
degli atomi che partecipano al legame.
DENSITA’
ELETTRONICA
concentrazione di cariche negative dovute alla presenza di elettroni in un determinato
volume dell’ orbitale molecolare. In un orbitale molecolare la densità elettronica è influenzata
dalla elettronegatività degli elementi.
DIPOLO ELETTRICO
molecola o parte della molecola caratterizzata dalla presenza di un polo positivo e di
uno negativo a causa della distribuzione asimmetrica delle cariche alle estremità di
un asse molecolare. Ad esempio la molecola HCl, di forma lineare, presenta un
dipolo elettrico dovuto all’atomo di cloro più elettronegativo rispetto all’idrogeno.
ELETTRONEGATIVITA’
forma di energia collegata all’affinità elettronica e all’energia di ionizzazione, è una
proprietà periodica degli elementi che, espressa in termini di differenza di
elettronegatività, indica la tendenza ad attrarre elettroni di legame in un composto
chimico. Nel caso del composto HF ad esempio, poiché il fluoro è più
elettronegativo dell’idrogeno ( essendo tra l’altro l’elemento più elettronegativo della
tavola periodica), la coppia elettronica che costituisce il legame, pur appartenendo
ad entrambi gli atomi, è maggiormente attratta dal fluoro che tenderà ad assumere
una parziale carica negativa.
ENERGIA DI LEGAME
energia necessaria per rompere un legame tra due o più atomi, è espressa in KJ/mol.
Allo stesso modo l’energia di legame rappresenta l’energia che si libera in seguito alla
formazione di un legame in quanto gli atomi, legandosi, raggiungono una condizione
di maggiore stabilità che corrisponde ad una diminuzione di energia.
GAS ELETTRONICO
nube di elettroni del guscio di valenza degli atomi metallici. Si parla di gas elettronico
in quanto queste particelle (elettroni) sono in grado di spostarsi velocemente.
LUNGHEZZA DI
LEGAME
distanza tra due nuclei atomici quando raggiungono una posizione di equilibrio tra la
forza attrattiva del legame che li unisce e quella repulsiva dei due nuclei. La lunghezza
di legame può essere rappresentata come una molla in quiete. Nella molecola di H2
la lunghezza di legame è di 0,74 Angstrom (1 A= 10-10 m).
METALLICO
(LEGAME)
legame tipico dei cristalli metallici dovuto all’attrazione tra i cationi metallici e gli elettroni
mobili che li circondano. I corpi metallici sono caratterizzati da elevata conducibilità
elettrica e termica. La spiegazione di tale fenomeno fisico è data da questo particolare
legame . Secondo la teoria del “gas elettronico”, i nuclei pesanti e fissi degli elementi
metallici sono avvolti in una speciale nube costituita dagli elettroni di valenza che sono
totalmente liberi di muoversi e quindi di condurre energia.
MOLECOLE
aggregato formato da due o più atomi legati tra loro in modo stabile mediante condivisione
di coppie di elettroni. Quando gli aggregati riguardano composti ionici allora è improprio
parlare di molecole, ad esempio NaCl non è una molecola ma un composto ionico cristallino
in cui la formula esprime soltanto il rapporto tra le cariche elettriche. Anche i corpi metallici
non possono essere considerate molecole.
PONTE DI IDROGENO
(LEGAME )
attrazione intermolecolare fra molecole contenenti atomi di idrogeno legati ad atomi
molto elettronegativi (ossigeno, azoto, fluoro) e con un doppietto elettronico libero.
In questo caso l’atomo di idrogeno, con una parziale carica positiva, è attratto
dall’atomo elettronegativo della molecola vicina.
Book in
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizi
1) Associa i prefissi con i numeri
tetra
10
epta
2
deca
6
di
5
mono
1
penta
7
esa
4
2) Completare i successivi nomi di ossidi con la Nomenclatura Tradizionale:
a. Na2O Ossido di ______
b. Al2O3 Ossido di ______
c. CaO Ossido di ______
d. FeO Ossido di ______
e. Fe2O3 Ossido di ______
3) Dare i nomi degli ossidi con la Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) valida
a livello universale:
a) Na2O ___________
b) Al2O3 ___________
c) CaO ___________
d) FeO ___________
e) Fe2O3 ___________
4) Dare il nome Tradizionale e IUPAC alle seguenti Anidridi
Nomenclatura Tradizionale
Nomenclatura IUPAC
____________________
___________________
SO2
SO3
____________________
___________________
Cl2O
____________________
___________________
Cl2O3 ____________________
___________________
Cl2O5 ____________________
___________________
___________________
Cl2O7 ____________________
CO
____________________
___________________
CO2
____________________
___________________
5) Associa i seguenti idrossidi con il relativo nome attraverso la nomenclatura tradizionale
Idrossido Piomboso
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Idrossido Rameico
CuOH
Idrossido Ferrico
Idrossido Ferroso
Cu(OH)2
Idrossido Piombico
Pb(OH)2
Pb(OH)4
Idrossido Rameoso
6) Associa i seguenti idrossidi con il relativo nome attraverso la nomenclatura universale (IUPAC)
diidrossido di Ferro
Fe(OH)2
Fe(OH)3
diidrossido di Rame
CuOH
tetraidrossido di Piombo
Cu(OH)2
monoidrossido di Rame
diidrossido di Piombo
Pb(OH)2
Pb(OH)4
triidrossido di Ferro
7) Dare il nome Tradizionale e IUPAC ai seguenti idracidi
Nomenclatura Tradizionale
Nomenclatura IUPAC
HCl
____________________
___________________
HF
____________________
___________________
HBr
____________________
___________________
HI
____________________
___________________
____________________
___________________
H2S
55$
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
8) Associa i seguenti Acidi Ossigenati con il relativo nome attraverso la nomenclatura tradizionale
H2SiO3
acido Fosforico
H2CO3
acido Solforico
H2SO4
acido Carbonico
acido Nitrico
H3PO3
H2SO3
acido Solforoso
H3PO4
acido Fosforoso
HNO3
acido Nitroso
HNO2
acido Silicico
9) Associa i seguenti Acidi Ossigenati con il relativo nome attraverso la nomenclatura universale (IUPAC)
acido tetraossoFosforico(5)
H2SiO3
H2CO3
acido triossoSilicico (4)
acido triossoCarbonico (4
H2SO4
H3PO3
acido triossoNitrico (5)
H2SO3
acido triossoSolforico (4)
H3PO4
acido triossoFosforico (3)
HNO3
acido diossoNitrico (3)
acido triossoSilicico (4)
HNO2
10) L'ossido di potassio, reagendo con l'acqua, forma:
a) un sale
b) una soluzione basica
c) una soluzione acida
d) potassio libero
e) non avviene nessuna reazione
11) Negli ossiacidi inorganici:
a) gli atomi di idrogeno acidi sono legati sempre all'atomo centrale
b) gli atomi di idrogeno acidi presentano legami ionici con gli atomi di ossigeno
c) gli atomi di idrogeno acidi sono legati in modo covalente agli atomi di ossigeno
d) il legame tra idrogeno e ossigeno è un legame a ponte di idrogeno
e) l'atomo centrale ha carattere spiccatamente metallico
12) La formula H2SO3 secondo la nomenclatura tradizionale corrisponde a:
a) H3PO2
b) H3PO3
c) HPO3
d) H4P2O7
e) H3PO4
13) Il nitrito ferrico si ottiene dalla reazione tra:
a) acido nitrico + idrossido ferroso
b) acido nitrico + idrossido ferrico
c) acido nitroso + idrossido ferroso
d) acido nitroso + ossido ferroso
e) acido nitroso + idrossido ferrico
14) Determinare i nomi sistematici per le formule, o le formule per i nomi, dei seguenti composti:
a) Fe(ClO4)2
b) Solfito di sodio
c) Ba(OH)2 · 8H2O
Risoluzione:
a) ClO4- è lo ione perclorato; poiché ha carica -1, il catione deve essere Fe2+. Il nome è perclorato di ferro (2) oppure con
nomenclatura ufficiale tetraossoClorato(7) di Ferro(2). (Il nome comune è perclorato ferroso).
b) Lo ione sodio è Na+; lo ione solfito è SO32-. Perciò, 2 ioni Na+ neutralizzano 1 ione SO32-. La formula è Na2SO3.
c) Ba2+ è lo ione bario; OH- è lo ione idrossido. In ciascuna unità formula vi sono 8 (octa- oppure otta-) molecole d’acqua.
Il nome è idrossido di Bario octa oppure ottaidrato.
52'
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
15) In ciascun enunciato c’è qualcosa di sbagliato. Indicare il nome o la formula corretti.
a) BaCl è detto cloruro di bario.
b) Il solfuro di sodio ha la formula (Na)2SO3.
c) Il solfato di ferro(2) ha la formula Fe2(SO4)3.
d) Il carbonato di cesio ha la formula Cs2(CO3).
Risoluzione:
a) La carica dello ione Ba2+ quindi dovrà essere neutralizzata da 2 ioni Clb) Vi sono due errori. Lo ione sodio è monoatomico e quindi non richiede parentesi. Lo ione solfuro è S2-, non SO32- (detto
“solfito”). La formula corretta è Na2S.
c) I numeri in parentesi si riferisce alla carica dello ione, non al numero di ioni nella formula.. Fe2+ è il catione; è quindi
necessario 1 ione SO42- per neutralizzare la sua carica. La formula corretta è FeSO4 .
d) Le parentesi non sono necessarie quando è presente soltanto una specie di ione poliatomico. La formula corretta è
Cs2CO3.
16) Spiegare perché la seconda parte di ciascun enunciato è sbagliata e correggerla:
a) Il fosfato di Litio è (Li)4PO4.
b) L’idrossido di alluminio è AlOH3.
c) Mg(HCO3) è il carbonato di manganese (2).
d) Cr(NO3)3 è il nitruro cromico(3).
e) Ca(NO2)2 è il nitrato di cadmio.
17) Determinare i nomi dei seguenti anioni e i nomi e le formule degli acidi derivanti da essi:
c) CNd) SO42e) NO2a) Brb) IO3Risoluzione:
a) L’anione è lo ione bromuro; l’acido è l’acido bromidrico HBr.
b) L’anione è lo ione iodato; l’acido è l’acido iodico HIO3.
c) L’anione è lo ione cianuro ; l’acido è l’acido cianidrico HCN.
d) L’anione è lo ione solfato; l’acido è l’acido solforico H2SO4.
e) L’anione è lo ione nitrito ; l’acido è l’acido nitroso HNO2
18) Scrivere le formule per i nomi, o i nomi per le formule, dei seguenti acidi:
(a) acido clorico; (b) HF; (c) acido nitroso; (d) acido solforoso; (e) HBrO.
19) Rispondere alle seguenti domande:
a) Qual è la formula del disolfuro di carbonio?
b) Qual è il nome di PCl5?
c) Si scrivano il nome e la formula del composto le cui molecole sono costituite da 2 atomi di N e da 4 atomi di O.
Risoluzione:
a) Il prefisso di- significa “due”. La formula è CS2.
b) P è il simbolo del fosforo; ci sono 5 atomi di cloro, che sono indicati dal prefisso penta-. Il nome è pentacloruro di
fosforo. c) L’azoto (N) è scritto per primo nella formula (numero del gruppo più basso). La formula del composto è N2O4;
il nome è tetraossido di diazoto (ipoazotide).
20) Si scriva il nome o la formula di:
(a) SO3; (b) SiO2; (c) monossido di diazoto; (d) esafluoruro di selenio.
21) Spiegare cosa c’è di sbagliato nel nome o nella formula nella seconda parte di ciascun enunciato e la si
corregga:
a) SF4 è il penta fluoruro di monozolfo.
b) La formula del’eptaossido di dicloro è Cl2O6.
c) N2O3 è il diazotriossido.
Risoluzione:
a) Vi sono due errori. Il prefisso per “quattro” è tetra-, non penta-; il prefisso mono- non è necessario se c’è soltanto un
atomo del primo elemento. Il nome corretto è tetrafluoruro di zolfo.
b) Il prefisso epta- indica “sette”, non “sei”. La formula corretta è Cl2O7.
c) È necessario il nome completo del primo elemento nella formula, che deve comparire per secondo nel nome del
525
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
composto. Il nome corretto è triossido di diazoto.
22) Spiegare cosa c’è di sbagliato nella seconda parte dell’enunciato e correggerla:
a) S2Cl2 è il dicloruro disolforoso.
b) La formula del monossido di azoto è N2O.
c) BrCl3 è il bromuro di tricloro.
23) Dare i nomi ai seguenti composti:
(a) CaS
(d) Mg2C
(b) NaF
(e) Na3P
(c) AlBr3
(f) Li3N
24) Dare i nomi ai seguenti composti sia con il vecchio metodo sia con il sistema IUPAC:
(d) Hg
(b) Mn2O3
(e) SnO2
(a) CrCl3
(c) CuO
(f) PbS
25) Dare il nome ai seguenti composti:
(d) S2Cl2
(a) SiO2
(b) ClF3
(e) P4O10
(c) XeF4
(f) N2O5
26) Dare il nome ai seguenti composti:
(d) FeCO3
(a) NaNO2
(b) K3PO4
(e) BaSO4
(c) KMnO4
(f) Fe2(CO3)3
27) Scrivere le formule corrispondenti ai seguenti nomi:
(a) fosfato monosodico
(g) solfuro stannico
(b) seleniuro di litio
(h) pentafluoruro di antimonio
(c) ioduro di sodio
(i) esacloruro di alluminio
(d) solfato cromico
(j) decaossido tetrarsenico
(e) cianuro di nichel (II)
(k) idrossido di magnesio
(f) ossido di manganese(III)
(l) bisolfato rameico.
28) Scrivere le formule dei seguenti composti:
(a) solfuro di antimonio
(g) acetato di mercurio(II)
(b) solfato di cromo(3)
(h) bisolfito di bario
(c) solfuro di molibdeno(4)
(i) tetrafluoruro di silicio
(d) cloruro di stagno(4)
(j) tricloruro di boro
(e) ossido di ferro(3)
(k) solfuro stannoso
(f) bromato di calcio
(l) fosfuro di calcio.
29) Scrivere le formule e dare il none con la nomenclatura IUPAC ai seguenti composti:
(a) tetraossosolfato (6) di rame (2)
(g) Sn(BrO4)4
(b) triossocarbonato (4) di ferro (2)
(h) KClO
(c) triossocarbonato (4) di di ferro (3)
(i) CaCO3
(d) triossosolfato (4) di di sodio
(l) Cu2SO4
(e) diossoclorato (3) di potassio
(m) Na2SO4
(f) tetraossosolfato (6) di dirame (1)
(o) Sn(BrO)2
Test
1) La formula NO3 rappresenta il composto:
a) anidride nitrosa
b) anidride nitrica
c) ossido di azoto
d) ossido di stagno
2) Individuare la formula dell'acido ipocloroso:
a) HClO
b) HClO2
c) HClO3
d) HClO4
522
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
3) Qual è la formula dell' idrossido mercuroso?
a) Hg(OH)2
b) Hg(OH)
c) HgOH
d) Hg(OH)4
4) Individuare l’acido piro
a) H3CO3
b) HBO2
c) H4P2O7
d) H3AsO4
5) Individuare la formula errata fra le seguenti proposte
a) Na3PO3
b) Li2SO3
c) Hg2O
d) HCO3
6) Individuare il sale che non esiste
a) Carbonato acido di Sodio
b) Nitrito basico di Calcio
c) Solfuro acido di Calcio
d) Cloruro basico d’Argento
521
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
52+
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
MODULO 7
Le Reazioni Chimiche
Una miscela gasosa formata da idrogeno e ossigeno, attivata dall’energia solare forma un mix esplosivo in seguito ad
una reazione chimica che porta alla formazione di un composto semplice:l’ acqua
•
Le reazioni chimiche
•
•
Stechiometria delle reazioni
Esercizi
Unità 7.1
Le reazioni chimiche
7.1.1 REAGENTI E PRODOTTI
La semplice azione del respirare comporta per tutti i viventi una serie di reazioni chimiche più o meno meno complesse.
Cucinare i cibi, nutrirsi, digerire, correre, studiare, ma perfino dormire sono tutte azioni vitali che avvengono grazie a reazioni
chimiche che trasformano la materia intorno a noi. In ogni secondo sul nostro Pianeta avvengono miliardi di miliardi di
reazioni chimiche, una grossa parte di queste comporta un miglioramento per la qualità della vita, come ad esempio la
produzione di farmaci, l’azione stessa delle medicine, la fertilizzazione dei terreni agricoli, la conservazione degli alimenti, la
generazione di energia, il trasporto veicolare, potabilizzazione dell’acqua e ancora mille altri benefici per l’umanità. Purtroppo
si registrano anche reazioni chimiche “cattive” le quali determinano ad esempio inquinamento ambientale, produzione di
armi distruttive, preparazione di veleni e droghe sintetiche. Tutte queste azioni sia che siano naturali che controllate dall’uomo
comportano sempre e comunque una trasformazione della materia che ci circonda: appunto, reazioni chimiche!
Una reazione chimica pertanto comporta la trasformazione della materia: come già anticipato dall’immagina introduttiva
Idrogeno ed Ossigeno, in presenza di energia solare, reagiscono violentemente formando acqua, una sostanza fondamentale
per la vita. Idrogeno e Ossigeno, in questo caso sono i reagenti, mentre l’Acqua è il prodotto della reazione.
E’ necessario, intanto, fare delle precisazioni. Tutto quello che noi scriviamo sfruttando simboli alfabetici, numerici e grafici
è solo una rappresentazione di quella che potrebbe essere una reazione chimica e quindi di una trasformazione.
Questa rappresentazione è l’equazione chimica. Supponiamo di avere la seguente generica equazione chimica:
aA + bB
5%J
cC + dD
In questa particolare “equazione” le generiche formule chimiche a sinistra della freccia (A e B) rappresentano i reagenti,
mentre quelle a destra della freccia (C e D) sono i prodotti della reazione. Quindi le formule A, B, C, D in quanto specie
chimiche ci danno informazioni sulla qualità delle sostanze che partecipano alla reazione, mentre i caratteri a, b, c, d, che
sono praticamente dei numeri, ci danno informazioni sulla quantità delle specie chimiche coinvolte nella reazione siano esse
reagenti o prodotti. In chimica questi numeri, derivanti dal bilanciamento dell’equazione chimica, percorso teso a far
rispettare la “Legge di Lavoisier” sulla conservazione della massa, sono chiamati coefficienti stechiometrici e
determinano la stechiometria della reazione.
Inoltre va sottolineato il fatto che non sempre tutto quello che si scrive può essere facilmente realizzato in laboratorio o a
livello industriale, ma questo modo di rappresentare le cose torna sicuramente utile per descrivere le nostre trasformazioni.
Prendiamo adesso in esame l’equazione chimica che descrive la reazione di combustione che porta alla formazione
dell’anidride carbonica:
C + O2 CO2
(2)
e proviamo a leggerla correttamente.
52.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Nell’equazione chimica (2) troviamo che un atomo di carbonio (C) reagisce (segno +) con una molecola di ossigeno (O2)
per ottenere (freccia verso destra) una molecola di anidride carbonica (CO2).
Esercizio svolto n° 1
Leggere correttamente la seguente equazione chimica già bilanciata:
2N2(g) + 5O2(g) 2N2O5(g)
Soluzione
Due molecole di azoto reagiscono con cinque molecole di ossigeno per ottenere due molecole di pentossido di
diazoto (anidride nitrica).
Esercizio svolto n° 2
Leggere correttamente la seguente equazione chimica già bilanciata:
Ca(OH)2(aq) + 2HC1(aq) CaC12(aq) + 2H2O
Soluzione
Una molecola di idrossido di calcio reagisce con due molecole di acido cloridrico per dare una molecola di cloruro
di calcio e due molecole di acqua.
Le lettere poste a pedice della formula indicano gli stati di aggregazione dei reagenti e dei prodotti. Quindi le lettere (g), (l),
(s) e (aq) sono usate per indicare rispettivamente sostanze in fase gassosa, liquida, solida e in soluzione acquosa.
CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE
Una reazione chimica, qualunque essa sia, avviene sempre quando si rompono i legami che tengono uniti i
singoli atomi, che successivamente si riorganizzano in composti diversi da quelli di partenza. Tale processo
avviene sempre con uno scambio di energia , in quanto il legame chimico rappresenta una forma di energia
potenziale. La sua rottura richiede energia che viene restituita al momento della ricombinazione dei legami
secondo una organizzazione diversa da quella iniziale. Un approccio sistematico non è sempre indicativo in quanto
alcune reazioni risultano essere il risultato finale di processi intermedi abbastanza complessi. Ad ogni modo è comodo, dal
punto di vista didattico, presentare le reazioni suddividendole in categorie.
Una prima classificazione delle reazioni chimiche è basata sul fatto che nella trasformazione dei reagenti in prodotti può o
meno variare il numero di ossidazione degli elementi e quindi possiamo avere:
reazioni senza trasferimento di elettroni (il numero di ossidazione degli elementi nel passaggio da reagenti a prodotti
non varia). Questo tipo di reazioni vengono generalmente bilanciate facendo un bilancio solo degli atomi ed eventualmente
delle cariche ioniche se presenti, e cioè rendendo uguali gli atomi e cariche tra i reagenti ed i prodotti.
reazioni con trasferimento di elettroni dette anche reazioni di ossidoriduzione o redox (il numero di ossidazione degli
elementi nel passaggio da reagenti a prodotti varia). Il processo di bilanciamento per questo tipo di reazioni è più complesso
e sarà oggetto di una trattazione successiva.
Dato che per ora non tratteremo le reazioni con trasferimento di elettroni per poter spiegare l'azione di alcuni reagenti, per
semplicità useremo la seguente classificazione delle reazioni chimiche, dividendole in:
reazioni di sintesi
reazioni di decomposizione
reazioni di scambio semplice
reazioni di doppio scambio
Nelle reazioni sotto riportate a titolo di esempio sono visibili delle frecce che stanno ad indicare la formazione di composti
gassosi (freccia rivolta verso l’alto), oppure di composti che danno origine ad un precipitato solido (freccia rivolta verso il basso).
52*
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Reazioni di sintesi
Sono delle reazioni in cui due o più elementi o composti reagiscono per dare un solo composto (prodotto di reazione).
Schema generale:
A+B
Esempi di reazione di sintesi
2H 2(g) + O 2(g)
C
2H 2O (l)
S(s) + O2(g)
4Na( s ) + O 2( g )
SO2( g )
2Na 2O( s )
NH 3( g ) + HCl ( g )
NH 4Cl ( s )
Reazioni di decomposizione
Sono delle reazioni per cui partendo da un composto si possono ottenere sostanze più semplici. Sono l’inverso delle reazioni
di sintesi.
Schema generale:
A
Esempi di reazione di decomposizione
2HgO(s )
B+C
2Hg( l ) + O2( g )
2H 2O2( l )
2H 2O( l ) + O2( g )
CaCO 3( s )
CaO( s ) + CO 2( g )
Reazioni di scambio semplice o di spostamento
Sono reazioni in cui un elemento appartenente ad una molecola viene sostituito da un altro secondo il seguente schema
Schema generale:
AB + C
AC + B
Esempi di reazioni di scambio semplice
CdCl 2( s ) + Zn( s )
Zn( s ) + FeSO 4( s )
Cd ( s ) + ZnCl 2( s )
Fe ( s ) + ZnSO 4( s )
2Fe( s ) + 6HCl ( g )
2FeCl 3( s ) + 3H 2( g )
6Na( s ) + 2H 3 PO4( s )
2Na 3 PO4( s ) + 3H 2( g )
Reazioni di doppio scambio
Sono delle reazioni nelle quali partendo da due composti si realizza un doppio scambio tra ioni che costituiscono i composti
stessi.
Reazione generale:
AB + CD
CB + AD
Esempi di reazioni di doppio scambio
FeS ( s ) + 2HCl ( aq )
FeCl 2( s ) + H 2S( g )
2KI ( s ) + Pb( NO 3 )2( s )
PbI 2( s )
Fe2 (SO 4 )3(s ) + 6NaOH ( s )
+2KNO 3( s )
2Fe(OH )3( s )
+3Na 2SO 4( s )
52)
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7.1.2 ENERGIA E REAZIONI CHIMICHE
Se pensiamo all’energia termica e quindi al calore scambiato quando avvengono le reazioni chimiche allora è possibile
classificare le reazioni chimiche in esotermiche ed endotermiche. Le reazioni esotermiche avvengono con sviluppo di calore
e quindi si registra un aumento della temperatura iniziale.
Le reazioni endotermiche assorbono calore determinando una diminuzione della temperatura iniziale.
REAZIONE ESOTERMICA
A + B => C + D + CALORE
2 H2 + O2 => 2 H2O + CALORE
REAZIONE ENDOTERMICA
A + B + CALORE
=> C + D
SO2+ ½ O2 + CALORE => SO3
Unità 7.2
Stechiometria delle reazioni chimiche
7.2.1
BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI CHIMICHE
In una reazione chimica il numero di atomi di ciascun elemento tra i reagenti deve essere uguale al numero di atomi
dello stesso elemento nei prodotti.
Per applicare questa che è una regola generale bisogna procedere al già menzionato bilanciamento delle reazioni
chimiche occupandoci, in questa fase, solo del bilancio di reazioni in cui non si ha variazione del numero di ossidazione
(n.o.) degli elementi. Va sottolineato che, nel bilanciamento delle reazioni in cui non varia il n.o. degli elementi, poiché non
esistono delle regole precise, riveste un ruolo molto importante l’esperienza che può essere acquisita solo attraverso
un’adeguata esercitazione.
Vengono qui riportati degli esempi commentati di bilanciamento di reazioni.
Esercizio svolto n° 3
Bilanciare la seguente reazione:
Ca(OH)2 + HCI CaCI + H2O
Guardando la reazione vediamo che a destra (tra i prodotti) ci sono due atomi di cloro nella formula del cloruro di calcio che
vanno bilanciati aggiungendo un 2 prima della formula dell’acido cloridrico che si trova a sinistra (tra i reagenti)
Ca(OH)2 + 2HCI CaCI2 + H2O
Il calcio risulta bilanciato ma non sono bilanciati né gli atomi di ossigeno né quelli di idrogeno. In particolare, di atomi di
idrogeno ne troviamo quattro tra i reagenti e due tra i prodotti per cui anteponendo un 2 alla formula dell’acqua questi
risultano bilanciati
Ca(OH)2 + 2HCI CaCI2 + 2H2O
Possiamo ora facilmente verificare che, con quest’ultima operazione, risultano anche bilanciati gli atomi di ossigeno.
Due indicazioni:
1. Conviene sempre partire nel bilanciamento da un metallo o da un non metallo e lasciare il bilanciamento di idrogeno e
ossigeno, se presenti, alla fine.
2. E’ importante sottolineare che nel bilanciamento i coefficienti devono essere inseriti prima delle formule e non dentro le
formule. L’introduzione di numeri all’interno della formula chimica cambierebbe il rapporto interno tra gli atomi, cambiando
la natura chimica del composto.
Esercizio svolto n° 4
Bilanciare la seguente reazione:
H3PO4 + Be (OH)2 Be3 (PO4)2 + H2O
Si parte dal bilanciamento degli atomi di berillio anteponendo il numero 3 alla formula del suo idrossido
H3PO4 + 3Be (OH)2 Be3 (PO4)2 + H2O
Successivamente si bilancia il fosforo anteponendo il numero 2 alla formula dell’acido ortofosforico
2H3PO4 + 3Be (OH)2 Be3 (PO4)2 + H2O
Gli atomi di ossigeno tra i reagenti sono adesso 14, mentre tra i prodotti, escluso l’atomo di ossigeno contenuto nell’acqua
sono 8. Gli atomi di ossigeno si bilanciano prendendo 6 molecole di acqua
2H3PO4 + 3Be (OH)2 Be3 (PO4)2 + 6H2O
52(
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Andando adesso a verificare il numero di atomi di idrogeno nei reagenti si vede che questo è uguale al numero di atomi di
idrogeno nei prodotti. La reazione è dunque bilanciata.
Esercizio svolto n° 5
Bilanciare la seguente reazione:
Ca + O2 CaO
Quello che qui osserviamo è che a sinistra (tra i reagenti) abbiamo un atomo di calcio così come a destra (tra i prodotti),
mentre è l’ossigeno ad essere sbilanciato in quanto a sinistra troviamo due atomi mentre a destra ce n’è solo uno. Proviamo
a bilanciare l’ossigeno mettendo un 2 prima della formula dell’ossido di calcio
Ca + O2 2CaO
Abbiamo bilanciato l’ossigeno, ma sbilanciato il calcio e, quindi, per rimediare mettiamo un 2 davanti al calcio
2Ca + O2 2CaO
C’è da sottolineare che è stato possibile bilanciare agevolmente anche la reazione precedente pur essendo questa di
ossidoriduzione.
7.2.2 LA MOLE
Uno dei problemi che il chimico ha dovuto affrontare (ma che è stato risolto da tempo efficacemente) è stato quello di
conoscere le quantità ponderabili di sostanze che reagiscono e che si formano in una reazione.
Prendiamo in esame la reazione che porta alla formazione dell’acqua opportunamente bilanciata:
2H2 + O2 2H2O
(3)
Per quanto detto precedentemente vediamo che 2 molecole di idrogeno reagiscono con una molecola di ossigeno per
ottenere 2 molecole di acqua. Ma sappiamo anche che molecole e atomi sono entità troppo piccole per poter essere pesate
con bilance analitiche anche se molto sensibili. Quindi la strada migliore è quella di pesare quantità di sostanza conoscendo
il numero esatto di atomi o molecole che questa contiene.
Esaminiamo ora la tabella seguente:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
2
4
100
2N
1
2
50
N
(4)
2
4
100
2N
I numeri in tabella indicano dei rapporti stechiometrici tutti validi tra reagenti e tra reagenti e prodotti. Ma cosa rappresenta
il numero N che troviamo nell’ultima riga?
N, intanto, potrebbe essere un numero qualsiasi e per qualsiasi valore di questo i rapporti stechiometrici sarebbero sempre
e comunque rispettati perchè preceduti dai coefficienti stechiometrici originari.
Tutto ciò e assolutamente in accordo con la legge di Avogadro secondo la quale “volumi uguali di gas diversi nelle stesse
condizioni di temperatura e di pressione devono contenere lo stesso numero di particelle”. Infatti se supponiamo che N
sia il numero di molecole contenute in un certo volume di gas allora possiamo facilmente vedere che i rapporti stechiometrici
valgono, oltre che in molecole, anche come rapporti tra i volumi, misurati sempre nelle stesse condizioni di pressione e
temperatura, dei reagenti in fase gassosa.
Ma il numero N può rappresentare anche qualcos’altro !!! Supponiamo, per esempio, di voler calcolare il numero di atomi
di carbonio contenuti in una massa di carbonio esattamente uguale alla sua massa atomica relativa (12 uma).
Poiché noi sappiamo che l’atomo di carbonio di numero di massa 12 possiede 6 protoni, 6 neutroni e 6 elettroni ed essendo
la massa del protone circa uguale a quella del neutrone (1,6603 x 10-24 g),
mentre quella degli elettroni trascurabile rispetto alle altre due, possiamo concludere che la massa assoluta di un atomo di
carbonio 12 sarà circa uguale a:
m C (g ) = 12 1,6603 10
24
(g ) = 1,99236 10
23
(g )
Se vogliamo ora calcolare il numero di atomi di C contenuti in 12 g di sostanza basta semplicemente dividere la massa in
esame (12 g) per la massa di ogni singolo atomo. Il numero di atomi di carbonio risulta quindi:
NC =
12(g )
= 6,023 10 23 (atomi )
1,99236 10 23 (g / atomo )
Proviamo ora a ripetere lo stesso calcolo con l’H2 tenendo presente che la massa relativa di una molecola di idrogeno è di
circa 2 uma.
52$
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Per calcolare la massa assoluta della molecola di idrogeno prendiamo in considerazione solo la massa dei due protoni che
costituiscono la molecola essendo sempre trascurabile la massa degli elettroni. La massa assoluta di una molecola di
idrogeno sarà quindi:
Da questa il numero di molecole di idrogeno contenute in 2 g sono:
m idrogeno (g ) = 2 1,6603 10
24
= 3,3206 10
24
(g )
Quello che osserviamo è che il numero di atomi contenuti in 12 g di carbonio sono esattamente uguali al numero di molecole
N idrogeno =
2(g )
= 6,023 10 23 (atomi)
3,3206 10 24 (g / atomo )
contenute in 2 g di idrogeno.
Lo stesso risultato (6,023x1023) si ottiene ripetendo il calcolo per qualsiasi sostanza partendo da una massa numericamente
uguale alla sua massa atomica o molecolare relativa.
Generalizzando possiamo quindi affermare che il numero di atomi o molecole contenute in una sostanza pura con massa
numericamente uguale alla sua massa relativa, è sempre costante e prende il nome di Numero di Avogadro (N0)
Il Numero di Avogadro è stato determinato attraverso vari metodi sperimentali e gli è stato assegnato il valore di 6,022x1023.
Il numero di Avogadro rappresenta il numero di entità contenute in quella che nel Sistema Internazionale costituisce l’unità
di misura della quantità di materia: la mole.
Definizione di mole
La mole (grandezza fondamentale nel S.I.) è la quantità di materia corrispondente ad una massa numericamente uguale
alla massa atomica o molecolare relativa, espressa però in grammi e che contiene al suo interno un Numero di Avogadro
(6,022x1023) di entità. Queste entità sono atomi o molecole, ma anche ioni o elettroni; l’importante è che siano tutte della
stessa natura.
Esercizio svolto n°6 Calcolare il numero di moli presenti in 500 g di acqua.
Dobbiamo intanto valutare la massa molecolare dell’acqua. In tabella troviamo che la massa atomica relativa dell’idrogeno
(arrotondata per difetto) è 1 uma e la massa atomica relativa dell’ossigeno è 16 uma. La massa molecolare dell’acqua
risulta quindi: 1 (uma) x 2 + 16 (uma) =18 (uma) essendo l’acqua composta da due atomi di idrogeno e un atomo di
ossigeno. Per quanto detto prima la massa di una mole di acqua è quindi di 18 g. la massa molare quindi dell’acqua è
18 (g/mol). Proviamo a impostare una semplice proporzione:
18(g ) : 1(mol ) = 500(g ) : X(mol )
che da come risultato X = 1(mol ) 500( g ) = 27,77(mol )
18( g )
Il calcolo del numero di moli può essere agevolato introducendo una formula, derivante direttamente dalla proporzione
dell’esempio precedente:
(5)
m(g )
(5)
(5)
(5)
n(mol ) =
MM(g / mol )
(5)
Dove n è il numero di moli, m è la massa della quale dobbiamo calcolare le moli ed MM è la massa molare della sostanza in esame.
Risulta chiaro, che se volessimo calcolare la massa corrispondente ad un certo numero di moli di una sostanza, potremmo
applicare la formula inversa:
m(g ) = n(mol ) MM(g / mol ) (6)
Discorso analogo può essere fatto anche per il calcolo della massa molare conoscendo la massa della sostanza e il numero
di moli corrispondenti:
MM(g / mol ) =
m(g )
n(mol )
(7)
(7)
(7)
(7)
Esercizio svolto n°7
Calcolare la massa corrispondente a 2,5 moli di HCl e il numero di molecole in queste contenute.
Soluzione
Intanto bisogna andare a valutare la massa di una mole di HCl. Andando a guardare in tabella troviamo per l’H il valore 1
e per il Cl il valore 35.45.
Quindi la massa molare (MM) sarà (1+35.45) g/mol e cioè 36.45 g/mol.
Applicando la formula (6) si ottiene:
m(g ) = n(mol ) MM(g / mol ) = 2,5(mol ) 35,45(g / mol ) = 91.13(g )
Quindi la massa di 2,5 moli di HCl è di 91,13 g.
51'
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Per il calcolo del numero di molecole, sapendo che ogni mole ne contiene 6,022x1023 basta effettuare la seguente
operazione:
2,5(mol)x6,022x1023 (molecole / mol) = 1.5x1024 (molecole)
Esercizio svolto n°8
Calcolare la massa corrispondente a 2x10-2 di CO2.
Soluzione
La massa molare della CO2 è:
MM=(12 + 16 x 2) g/mol = 44 g/mol
Applicando la formula (6) si ottiene:
m(g) = n(mol) MM(g / mol) = 1,2 10 2 (mol) 44(g / mol) = 0,53(g)
La massa di 1,2x10-2 moli di CO2 è dunque di 0,53 g.
Esercizio svolto n°9
Calcolare il numero di moli corrispondenti a 1400 g di glucosio (C6H12O6).
Soluzione
La massa molare del glucosio è la seguente:
MM(g/mol)=(12 x 6 + 1 x 12 + 16 x 6)(g/mol)=180(g/mol)
Il numero di moli sarà quindi:
n glu cos io =
1400(g )
= 7,78(mol )
180(g / mol )
7.2.3 LA STECHIOMETRIA
La stechiometria ci permette di calcolare con assoluta precisione, l’ esatta quantità di un composto che reagisce con un
altro composto di massa nota ed inoltre prevedere la massa dei singoli prodotti che si formeranno in seguito alla reazione.
Ad esempio 4 g di idrogeno gassoso reagiranno esattamente con 32 g di ossigeno gassoso per formare 36 g di acqua.
I rapporti di combinazione degli elementi chimici e dei composti rappresentano l’oggetto di studio della stechiometria.
Quale è l’utilità pratica derivante dall’utilizzo della mole?
Una prima applicazione è la derivazione della formula minima di una sostanza e successivamente, conoscendone la massa
molecolare, anche della formula bruta partendo dalla percentuale in massa dei diversi elementi che costituiscono un
composto.
La formula minima di un composto ci dice quali sono gli elementi che costituiscono il composto e il rapporto numerico tra
gli stessi.
La formula bruta di un composto ci dice, invece, quali sono gli elementi che costituiscono il composto e il numero di atomi
di ciascun elemento che costituiscono esattamente la molecola.
Esercizio svolto n°10
Trovare la formula minima e la formula bruta di un composto di MM = 180 uma che ha dato all’analisi elementare la
seguente composizione: C 40 %, H 6,7 %, O 53,3 %.
Soluzione
Prendendo, per esempio, 100 g di sostanza le percentuali rappresentano la massa di ciascun elemento all’interno della
stessa. Si possono quindi calcolare le moli corrispondenti:
n C (mol ) =
n H (mol ) =
nO (mol ) =
m C (g )
40(g )
=
= 3,33(mol )
MM C (g / mol ) 12(g / mol )
m H (g )
6,7(g )
=
= 6,7(mol )
MM H (g / mol ) 1(g / mol )
m O (g )
53,3(g )
=
= 3,33(mol )
MM O (g / mol ) 16(g / mol )
515
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Si divide ora, per trovare il rapporto in moli tra i diversi elementi, per il numero di moli con valore minore (in questo caso
3,33):
n C 3,33
=
=1
n 3,33
n H 6,7
=
n 3,33
2
n O 3,33
=
=1
n 3,33
La formula minima risultante della sostanza è quindi: CH2O.
Per trovare la formula bruta si calcola la massa molare di una mole di sostanza supponendo che la formula bruta sia
esattamente uguale alla sua formula minima:
MM CH O = 12 + 2 1 + 16 = 30(uma )
2
Ci si accorge, invece, che il valore della massa molare così calcolata è diverso del valore vero e quindi si può calcolare il
numero di volte che la massa molare della formula minima è contenuta nella massa molare della formula vera:
180(g / mol )
=6
30(g / mol )
Per ottenere quindi la formula bruta bisognerà moltiplicare i coefficienti della formula minima per 6. La formula bruta
risultante è: C6H12O6 (corrisponde alla formula di un carboidrato, per esempio glucosio).
L’utilità dell’introduzione di questa grandezza è evidente poiché adesso si può operare con quantità pesabili di materia e
sapere esattamente quante entità (atomi, molecole, ioni) sono in questa contenute.
Riproponiamo ora la reazione (4) di pag. 9
2 H 2 ( g ) + O2 ( g )
2
4
100
2N
1
2
50
N
2 H 2 O( l )
2
4
100
2N
se immaginiamo che N sia esattamente uguale al numero di Avogadro (N0), poiché questo rappresenta il numero di molecole
contenute in una mole, allora la reazione può anche essere letta nel seguente modo: due moli di idrogeno reagiscono con
una mole di ossigeno per ottenere due moli di acqua.
Le reazioni chimiche, opportunamente bilanciate con i coefficienti stechiometrici,
devono essere lette in molecole o in moli, ma MAI IN GRAMMI.
Sapendo che le moli possono essere agevolmente convertite in grammi, a questo punto possiamo senz’altro affermare
che 4 grammi di idrogeno (massa di 2 moli di idrogeno) reagiscono con 32 grammi di ossigeno (massa di una mole di
ossigeno) per ottenere 36 grammi di acqua.
Esercizio svolto n°11
Calcolare la massa di cloro che reagisce con 25 g di idrogeno e la massa di acido cloridrico che si forma.
Soluzione
La reazione chimica bilanciata è la seguente:
H 2 + Cl 2
2HCl
Il numero di moli di idrogeno è:
n idrogeno (mol ) =
m idrogeno (g )
MM idrogeno (g / mol )
=
25(g )
= 12,5(mol )
2(g / mol )
Poiché il rapporto stechiometrico tra idrogeno e cloro è 1:1 allora il numero di moli richieste di cloro sarà esattamente
uguale al numero di moli di idrogeno (12,5 moli). La massa di cloro che reagisce con 25 g di idrogeno sarà quindi:
mcloro (g) = ncloro (mol) MMcloro (g / mol)
mcloro (g) = 12,5(mol) 71(g / mol) = 887,5(g)
La massa di acido cloridrico che si forma si può calcolare andando a sommare la massa dell’idrogeno e quella del cloro
(essendoci un unico prodotto e nel rispetto della Legge di Lavoisier) oppure, tenendo conto del rapporto stechiometrico
che intercorre tra idrogeno e acido cloridrico, attraverso una semplice proporzione:
1 : 2 = 12,5 : X
nella quale i primi termini dei due membri si riferiscono all’idrogeno mentre i secondi termini all’acido cloridrico.
512
Book in
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Risolvendo la proporzione si ha:
x=
12,5 2
= 25(mol )
1
La massa delle 25 moli di acido cloridrico che si formano è:
macidocloridrico (g) = nacidocloridrico (mol) MMacidocloridrico (g / mol)
macidocloridrico (g) = 25(mol) 36,5(g / mol) = 912,5(g)
Esercizio svolto n°12
Calcolare la massa di acido nitrico che reagisce con 5 g di nitrato ferroso e la massa di acqua prodotta nella seguente
reazione già bilanciata:
3Fe(NO3 )2 + 4HNO3
3Fe(NO3 )3 + NO + 2H2O
Soluzione
Si calcolano intanto le moli di nitrato ferroso
n(mol ) =
m(g )
5(g )
=
= 2,78 10 2 (mol )
MM(g / mol ) 179,8(g / mol )
Si imposta e si risolve la proporzione per conoscere le moli di acido nitrico che reagiscono con le 2,78 x 10-2 moli di nitrato
ferroso:
3 : 4 = 2,78 10 2 : X
X=
2
4 2,78 10
3
= 3,7 10 2 (mol )
e dal numero di moli si calcolano i grammi moltiplicando per la massa molare dell’acido nitrico:
m acidonitri co (g ) = 3,7 10 2 (mol ) 63(g / mol ) = 2,331(g )
Lo stesso procedimento viene seguito per calcolare la quantità di nitrato ferrico, ossido di azoto e acqua che si formano.
Si imposta e si risolve la proporzione per calcolare, per esempio, le moli di acqua partendo dalle moli di nitrato ferroso:
3 : 2 = 2,78 10 2 : X
2 2,78 10
3
X=
2
= 1,85 10 2 (mol )
e dal numero di moli si calcola la massa dell’acqua moltiplicando per la sua massa molare:
macqua (g ) = 1,85 10 2 (mol ) 18(g / mol ) = 0,333(g )
Esercizio
Con lo stesso procedimento e con i dati usati nell’esercizio svolto n° 12 calcolare le moli e le masse di nitrato ferrico e di
ossido di azoto che si formano dalla reazione e completare i campi vuoti della tabella seguente
tabella 1
Negli esempi precedenti si è visto come vengono calcolate le “giuste” quantità di sostanze che reagiscono tra loro nonché
moli reagite
(mol)
massa reagita
(g)
moli
ottenute (mol)
massa
prodotta (g)
Fe(NO3 )2
2,78 10
2
HNO3
3,7 10
2
Fe(NO 3 )3
NO
H2O
-------
-----
--------
-------
-----
--------
5
2, 331
----------
-------
1, 85 10
----------
-------
0, 333
2
le quantità di prodotti che si formano dalla reazione. Risulta chiaro allora che i reagenti si consumano tutti e si trasformano
completamente nei prodotti. Ciò può essere verificato applicando la legge di Lavoisier.
Quando questo si verifica si dice che i reagenti sono stati messi in quantità stechiometrica.
Sfruttando ora la reazione dell’esercizio svolto n° 11 vediamo cosa succede quando i reagenti sono posti in quantità non
stechiometrica.
511
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizio svolto n° 13
Partendo da 15 g di idrogeno e 25 g di cloro, calcolare le masse di queste sostanze che reagiscono e le masse dei
prodotti che si formano secondo la seguente reazione già bilanciata:
H + Cl 2
2H2Cl
La prima operazione da fare è quella di trasformare le masse a nostra disposizione (15 g di idrogeno e 25 g di cloro) in moli.
Si ha:
m idrogeno (g)
15 (g)
=
= 7,5(mol )
n idrogeno (mol ) =
MM idrogeno (g / mol ) 2(g / mol )
ncloro (mol ) =
m cloro (g )
25(g )
=
= 0,35(mol )
MM cloro (g / mol ) 71(g / mol )
Adesso, tenendo conto del rapporto stechiometrico 1:1 tra idrogeno e cloro, si imposta e si risolve la proporzione per
sapere quante moli di cloro sono richieste nella reazione da 7,5 moli di idrogeno
1 : 1 = 7,5 : X
7,5 1
x=
= 7,5(mol )
1
Il risultato ottenuto è ovvio visto il rapporto stechiometrico 1:1.
Quindi 7,5 sono le moli di cloro, richieste per la reazione, da 7,5 moli di idrogeno. Le moli di cloro, invece, che noi abbiamo
praticamente a disposizione sono solo 0,35 che risultano quindi insufficienti per reagire con tutte le moli di idrogeno.
Quindi, in questo modo, la quantità del cloro limita il consumo totale dell’idrogeno e per questo il cloro, in questo caso, si
comporta come reagente limitante. L’altro reagente, e cioè l’idrogeno, è il reagente in eccesso.
Il reagente limitante, consumandosi esso stesso completamente, limita la quantità che si consuma del reagente
in eccesso.
Una volta stabilito quale è il reagente limitante (nel nostro caso il cloro) si calcola ora la quantità di idrogeno che reagisce
con le 0,35 moli di cloro sempre attraverso la proporzione:
1 : 1 = 0,35 : X
x=
0,35 1
= 0,35(mol )
1
Quindi per l’idrogeno 0,35 sono le moli che reagiscono e la parte rimanente calcolata come moli iniziali – moli reagite
rimane come moli non reagite e cioè in eccesso.
Le moli di prodotto che si formano si calcolano tenendo conto del rapporto stechiometrico tra il reagente limitante e il
prodotto stesso e questo costituisce una regola generale.
Il calcolo delle moli dei prodotti viene effettuato partendo dalle moli del reagente limitante.
La tabella seguente è esplicativa di tutto quanto detto fino ad ora:
tabella 2
moli iniziali (mol)
moli reagite (mol)
moli in eccesso (mol)
H2
7,5
0,35
7,15
Cl 2
0,35
0,35
15
0,70
14,30
24,85
24,85
moli dei prodotti (mol)
massa iniziale (g)
massa reagita (g)
massa in eccesso (g)
massa dei prodotti (g)
51+
-------
----------
HCl
0,70
25,55
Book in
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Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
BOX RIASSUNTIVO DEI TERMINI CHIAVE
AVOGADRO (LEGGE)
CALORE DI
REAZIONE
ENERGIA DI
REAZIONE
ENDOTERMICHE
(REAZIONI)
“volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione
devono contenere lo stesso numero di particelle”. Dall’enunciato si può ricavare
che una mole di gas a condizioni normali ( Temperatura 0°C e Pressione 1 atmosfera)
occupa sempre lo stesso volume 22,414 Litri ( Volume molare dei gas).
quantità di calore espresso in Joule/mole o calorie/mole liberato in seguito ad una
reazione esotermica o inversamente assorbito in una reazione endotermica.
differenza tra l’energia dei prodotti e quella dei reagenti. L’energia di reazione coincide
con l’energia liberata o assorbita dalla reazione chimica.
reazioni che avvengono con assorbimento di calore.
ESOTERMICHE
(REAZIONI)
avvengono sempre con una diminuzione dell’energia totale dei prodotti rispetto a
quella dei reagenti .
FLOGISTO
gli alchimisti fino al XVIII secolo, ancor prima della nascita della chimica come scienza,
credevano che tale elemento conferisse particolari proprietà ai metalli e che poteva
liberarsi in aria quando bruciavano le altre sostanze.
Antoine Laurent Lavoisier ( 1743 -1794) dimostrò invece, con una semplice bilancia,
che il mercurio ossidandosi si combinava con l’ossigeno atmosferico e quindi
aumentava la propria massa esattamente del valore pari all’ossigeno consumato. La
scoperta di Lavoisier segnò il passaggio dalla alchimia alla chimica, in pratica dalla
magia alla scienza.
FORMULA MINIMA
rapporto minimo di combinazione degli atomi in un composto ad esempio il
glucosio C6H12O6 ha formula minima CH2O. La formula minima tiene conto soltanto
del rapporto stechiometrico tra gli atomi e non della loro effettiva presenza nella
molecola. Nei cristalli ionici (esempio NaCl) la formula minima è quella che viene
effettivamente rappresentata, non essendo possibile riportare il numero degli atomi
presenti nel cristallo.
NUMERO DI
AVOGADRO DI
LEGAME
è il numero di particelle contenuto in una mole. E’ pari a 6,022 x 1023 e si indica
con la lettera N
MOLE
REAGENTE
LIMITANTE
esprime la quantità di materia nel Sistema Internazionale. In chimica si usa questa
grandezza che corrisponde ad una massa di sostanza uguale alla sua massa
molecolare (se composto) o massa atomica ( se atomo). Ad esempio il Ferro ha massa
atomica relativa ( Mar ) pari a 55,857 u.m.a. pertanto una mole di atomi di Ferro “ha
massa” 55,857 g. Mentre una mole di FeS “ 87,917 g (55,847 Mar del Fe + 32,06 Mar
dello zolfo).
in una reazione chimica è la sostanza in difetto come quantità di moli rispetto ad un
altro. Ad esempio per formare 18 g di acqua occorrono esattamente 2 g di idrogeno
( 2 moli) e 16 g di ossigeno (1 mole). Se dispongo soltanto di 8 g (0,5 moli) di ossigeno
(reagente limitante) parteciperà alla reazione soltanto 1 g ( 1 mole) di idrogeno e 1 g
resterà in eccesso.
REAGENTE IN
ECCESSO
reagente presente in quantità stechiometrica maggiore rispetto a quella richiesta
dalla reazione e quindi una parte di reagente non partecipa alla reazione .
REAZIONI CHIMICHE
trasformazioni della materia che avvengono con rottura dei legami tra gli atomi e
successiva ricombinazione dei diversi atomi. Possono avere natura diversa ed essere
accompagnate da scambi di energia. In una reazione chimica la somma delle masse
dei prodotti è sempre uguale a quella dei reagenti.
STECHIOMETRIA
E’ una branca della chimica che studia i rapporti quantitativi delle sostanze
chimiche e delle reazioni. Si occupa quindi delle proporzioni con le quali due o più
sostanze reagiscono tra loro. Alla base della stechiometria ci sono le Leggi ponderali
della chimica: conservazione della massa; proporzioni definite (Proust) e
proporzioni multiple (Dalton).
51.
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Esercizi da svolgere
1. Bilanciare le seguenti reazioni chimiche:
(nei risultati sono stati omessi dei coefficienti stechiometrici)
a) H2S + PbCl2 PbS +HCl
b) Mg (OH)2 + HNO3 Mg (NO3)2 + H2O
c) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O
d) BaCl2 + AgNO3 AgCl + Ba(NO3)2
e) H2CO3 +NH3 (NH4)2 CO3
f) LiOH + LiH2PO4 Li3PO4 + H2O
g) H2SO4 +Al(OH)3 + Al2(SO4)3 + H2O
h) Na2CO2 +Ca(OH)2 CaCO3 + NaOH
i) K3AsO4 + BeCl2 Be3(AsO4)2 + KCl
j) Na2SO4 + HCl NaCl + SO3 + H2O
k) NaHCO3 Na2CO2 + CO2 + H2O
l) CuCl2 + NH3 + H2O Cu(OH)2 + NH4Cl
{R.: 1,..,1,2}
{R.: 1,..,1,2}
{R.: 1,1,1,..}
{R.: 1,2,..,1}
{R.: ..,2,1}
{R.: 2,..,1,2}
{R.: 3,..,1,6}
{R.: 1,1,..,2}
{R.: 2,3,1,..}
{R.: 1,..,2,1,1}
{R.: 2,..,1,1}
{R.: 1,..,2,1,2}
2. Completare e bilanciare le seguenti reazioni:
a) Sr(OH)2 + .......... SrC12 + H2O
b) H3PO4 + Li(OH) .............. + H2O
c) KI + AgNO3 AgI + ...........
d) A1(OH)3 + ............ A12(CO3)3 + H2O
e) ZnC12 + H2SO4 ZnSO4 + ...........
f) HC1O2 + CuO Cu(C1O2)2 + ..........
3. Esercizi sul numero di Avogadro e sulla mole
a) Calcolare il numero di atomi di ferro contenuti in 1,3×10−2moli di ferro.
b) Calcolare il numero di molecole di acido bromidrico contenute in 8,7×102 moli dello stesso acido.
c) Calcolare quante sono le moli corrispondenti a 1,25×1019 molecole di cloro.
d) Calcolare il numero di moli di idrossido di alluminio corrispondenti ad una massa di 158 g.
e) Avendo a disposizione una massa di cloruro di calcio di 0,76 g, calcolare il numero di molecole in essa contenute e il
numero di moli corrispondenti.
f) Determinare il numero di moli e la massa di 8,9×1022molecole di acqua.
g) Quante sono le moli equivalenti a 120 g di una sostanza che ha peso molecolare 58,5 u.m.a.?
h) Determinare il numero di moli e il peso molecolare di un composto sapendo che 43,7 g del composto stesso contengono
4,5×1023 molecole.
i) Stabilire se contengono più molecole 18 g di acqua o 18 g di acqua ossigenata.
j) Calcolare la massa in kg di 9 ×1024 molecole di un composto con peso molecolare 238 uma.
4. Calcolo della formula minima e della formula bruta
(le percentuali sono tutte intese come percentuali in massa)
a) Dall’analisi elementare è risultato che un composto è costituito per il 38,6% da potassio, per il 13,9% da azoto e per la
parte rimanente da ossigeno. Individuare la formula del composto.
b) Determinare la formula minima e la formula molecolare di un composto costituito dal 34,3% di sodio, dal 17,9% di
carbonio e dal 47,8% di ossigeno sapendo che il suo peso molecolare è di 134 uma.
c) Determinare la formula minima e la formula molecolare del composto costituito dal 30,4% di azoto e dal 69,6% di ossigeno
sapendo che il suo peso molecolare è di 92 uma.
51*
Book in
progress
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
d) Determinare la formula molecolare del composto costituito dal 13,1% di litio, dal 46,9% di arsenico e dal 40,0% di
ossigeno.
e) Le percentuali in massa degli elementi in un composto sono le seguenti: idrogeno 1,18%, cloro 42,01%, ossigeno
56,81%. Stabilire a quale tra gli ossiacidi del cloro corrisponde questa composizione.
f) Calcolare la percentuale in massa degli elementi presenti nelle molecole di: acido solforico, nitrato di calcio, fosfato ferroso,
clorato di magnesio, bicarbonato di sodio.
5. Esercizi sui rapporti stechiometrici
a) Nella sintesi dell’ammoniaca sotto riportata:
N2 +3H2 2NH3
partendo da 10 g di azoto calcolare la massa di idrogeno che occorre per la reazione e la massa di ammoniaca che si forma.
b) Per la seguente reazione (da bilanciare):
H2S + Fe(OH)3 Fe2S3 + H2O
calcolare la massa di acido solfidrico che reagisce con 0,25 g di idrossido di ferro. Calcolare, inoltre, le masse di solfuro
ferrico e di acqua che si formano.
c) Bilanciare la seguente reazione:
HClO4 + Mg(OH)2 Mg(ClO4)2 + H2O
e determinare reagente limitante, reagente in eccesso, le masse di perclorato di magnesio e di acqua che si formano
ponendo a reagire 150 g di acido perclorico con 127 g di idrossido di magnesio.
d) Per la seguente reazione (già bilanciata):
2KMnO4 + 8H2SO4 +10FeSO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
ponendo a reagire 25 g di permanganato di potassio con 100 g di solfato ferroso e acido solforico in eccesso determinare
il reagente limitante, il reagente in eccesso e le masse di tutti i prodotti che si formano.
e) Calcolare le masse di acido nitrico e di idrossido di bario che reagiscono tra loro per ottenere 128 g di nitrato di bario.
Calcolare, inoltre, la massa di acqua che si forma dalla reazione.
f) Facendo reagire del carbonato di calcio con 1,7 moli di acido cloridrico si sviluppano 22 g di anidride carbonica e si
producono, inoltre, acqua e cloruro di calcio. Scrivere correttamente la reazione, calcolare la quantità di carbonato di calcio
reagito e la quantità in eccesso di acido cloridrico.
g) 0,7 g di idrossido di sodio vengono fatti reagire con 2,9 g di acido solforico. Dopo aver scritto e bilanciato correttamente
la reazione determinare le quantità dei prodotti ottenute e la quantità del reagente in eccesso.
51)
Scienze Integrate “Chimica” - primo anno
Introduzione ............................................. 3
Modulo 1 “Le grandezze fisiche”.........7
1.1 Grandezze e misure ........................................... 7
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Modulo 2 “La Materia”........................15
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Modulo 3 “L’atomo”............................31
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3.4 Modelli atomici quantistici semiclassici e
modelliatomici quanto-meccanici ........................ 45
1;+;5;J>F?HCCIJGDF>I@IJ0=GEDIADI@IJAH>I@CGAAI@IJ;;;;;;;;;; +.
1;+;2;J>F?HCCIJGDF>I@IJ0=GEDF>H@@GEI@IJ;;;;;;;;;;;;;;;;; .5
3.5 Numero atomico, numero di massa, isotopi,
massa atomica e molecolare ............................... 55
1;.;5;JE=>HBFJGDF>I@FJ;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;; ..
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Modulo 4 “La configurazione elettronica”65
4.1 Numeri quantici e distribuzione degli
elettroni nell’atomo ............................................... 65
+;5;5;JIJE=>HBIJ0=GEDI@IJ;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;; *.
+;5;2;J@FE4I8=BG7IFEHJHCHDDBFEI@GJ?H8CIJGDF>IJ ;;;;;;;;;;; **
Modulo 5 “ Gli elementi”.....................71
5.1 Mendeleev e la tavola periodica .................... 71
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51(
5.3 Alcune situazioni particolari ........................... 86
.;1;5JGC@=EHJAID=G7IFEIJ<GBDI@FCGBIJ;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;; (*
Modulo 6 “Le Molecole”.....................93
!*%*"''*(%%(*"'%(#'%(* !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! !**%(&"(* !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! *;2;5;JICJCH8G>HJ@9I>I@FJ ;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;;; $*
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6.3 La nomenclatura ........................................... 104
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Modulo 7 “Le reazioni chimiche” .....125
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