Angela Colli, Stefano Riboni
Chimica e vita
E-Book di Chimica per il triennio
Volume 1
© Garamond 2009
Tutti i diritti riservati
Via Tevere, 21 Roma
Prima edizione
Volume 1
Cod. ISBN 978-88-86180-84-9
Chimica e vita
Indice
Indice generale
Chimica generale ................................................................................................................. 6
Un modello per capire la struttura della materia .................................................................. 7
La chimica: scienza delle “trasformazioni ...................................................................................... 7
Fenomeni chimici, fenomeni fisici. ................................................................................................ 8
La materia è formata da atomi ...................................................................................................... 9
Sostanze “pure” (specie chimiche): elementi, composti. ................................................................. 13
Miscugli omogenei ed eterogenei .................................................................................................. 18
Come possiamo separare i componenti di un miscuglio? ................................................................ 20
Grandezze ed unità di misura...................................................................................................... 20
In laboratorio ............................................................................................................................. 24
Chimica e letteratura .................................................................................................................. 26
Per la verifica ............................................................................................................................. 27
Riflettiamo e facciamo qualche conto .......................................................................................... 30
Un primo modello di atomo ......................................................................................................... 30
Massa molecolare relativa: l’unità di massa atomica .................................................................... 31
La mole ..................................................................................................................................... 32
Quanti atomi contiene una mole?................................................................................................ 33
La massa molare ........................................................................................................................ 34
Introduzione alla Stechiometria................................................................................................... 35
Alcune semplici reazioni chimiche: bilanciamento ....................................................................... 37
In laboratorio ............................................................................................................................. 41
Per la verifica ............................................................................................................................. 43
Come è fatta la materia................................................................................................................. 46
I primi modelli atomici. .............................................................................................................. 46
La luce: onda o corpuscolo? ......................................................................................................... 47
L’atomo di Bohr ......................................................................................................................... 48
L’energia di ionizzazione: una conferma dell’esistenza dei livelli energetici. ................................... 49
Verso un nuovo modello di atomo ................................................................................................ 51
La configurazione elettronica ...................................................................................................... 52
In laboratorio ............................................................................................................................. 54
Per la verifica ............................................................................................................................. 55
Il sistema periodico ...................................................................................................................... 58
La storia .................................................................................................................................... 58
Uno sguardo d’insieme ............................................................................................................... 59
Le proprietà periodiche: andamento e variazioni ........................................................................... 62
La lettura ................................................................................................................................... 65
In laboratorio ............................................................................................................................. 66
Per la verifica ............................................................................................................................. 67
I legami chimici............................................................................................................................ 69
Dagli atomi alle molecole............................................................................................................ 69
Come si forma il legame covalente? ............................................................................................. 70
La forma delle molecole .............................................................................................................. 72
Legame dativo o di coordinazione ................................................................................................ 73
La geometria delle molecole: teoria VSEPR ................................................................................... 74
Legame ionico: metallo e non metallo, struttura cristallina ........................................................... 76
Legame metallico. ...................................................................................................................... 78
Legami intermolecolari ............................................................................................................... 78
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Chimica e vita
Indice
Costruzione delle formule dei composti: il numero di ossidazione................................................... 79
Composti chimici binari ............................................................................................................. 80
Composti chimici ternari. ........................................................................................................... 83
In laboratorio ............................................................................................................................. 89
Per la verifica ............................................................................................................................. 90
Le proprietà fisiche delle sostanze ................................................................................................ 93
Lo stato aeriforme gas e vapori .................................................................................................... 93
Le leggi dei gas ........................................................................................................................... 93
Equazione di stato dei gas perfetti ................................................................................................ 96
Cenni di teoria cinetica dei gas .................................................................................................... 97
Stato liquido .............................................................................................................................. 98
Evaporazione e tensione di vapore ............................................................................................... 98
Ebollizione................................................................................................................................. 99
Diagramma di stato ................................................................................................................. 100
I solidi ......................................................................................................................................101
Soluzioni ................................................................................................................................. 102
La concentrazione delle soluzioni. ............................................................................................. 105
Le proprietà colligative delle soluzioni ........................................................................................ 107
In laboratorio ............................................................................................................................110
Per la verifica ............................................................................................................................ 112
Prepariamo soluzioni a titolo noto. ............................................................................................. 115
Le trasformazioni chimiche ....................................................................................................... 117
Le reazioni ................................................................................................................................... 117
Le reazioni in forma ionica ........................................................................................................ 119
Le precipitazioni....................................................................................................................... 120
Le reazioni di neutralizzazione................................................................................................... 121
Le ossidoriduzioni .................................................................................................................... 122
Come bilanciare le ossidoriduzioni ............................................................................................ 123
In laboratorio ........................................................................................................................... 125
Per la verifica ........................................................................................................................... 125
Come avvengono le reazioni? .................................................................................................... 129
Termodinamica chimica ........................................................................................................... 129
Storia della termodinamica chimica .......................................................................................... 130
Reazioni chimiche e calore: il primo principio .............................................................................. 131
Il secondo principio................................................................................................................... 136
L’energia libera ......................................................................................................................... 137
Velocità di reazione .................................................................................................................. 139
Fattori che influenzano una reazione chimica ............................................................................. 141
Le reazioni di equilibrio ............................................................................................................ 144
Legge di azione di massa o di Gulberg-Waage ............................................................................ 145
Fattori che influenzano le reazioni di equilibrio .......................................................................... 146
Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier ............................................... 148
Acidi e basi: teoria di Bronsted-Lowry ........................................................................................ 148
Acidi e basi: teoria di Lewis ....................................................................................................... 149
Equilibri in soluzione acquosa ................................................................................................... 150
pH e pOH .................................................................................................................................. 151
Calcolo del pH.......................................................................................................................... 152
Indicatori acido-base ................................................................................................................ 154
In laboratorio ............................................................................................................................ 155
Per la verifica ............................................................................................................................ 157
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Chimica e vita
Indice
Elettrochimica ............................................................................................................................. 161
Elettrochimica........................................................................................................................... 161
Celle galvaniche o pile .............................................................................................................. 162
Potenziale ................................................................................................................................ 163
Elettrolisi ................................................................................................................................. 168
L’elettrolisi dell’acqua .............................................................................................................. 170
Le leggi di Faraday.................................................................................................................... 170
In laboratorio ............................................................................................................................ 171
Per la verifica ........................................................................................................................... 174
La chimica della vita .......................................................................................................... 176
Chimica organica ........................................................................................................................ 177
La chimica del carbonio .............................................................................................................. 177
Il carbonio è l’elemento della vita ............................................................................................... 177
Le formule in chimica organica ................................................................................................. 179
Idrocarburi............................................................................................................................... 180
Gli alcani ................................................................................................................................ 180
Classificazione degli atomi di carbonio ....................................................................................... 181
Gli alcheni ............................................................................................................................... 182
Alchini .................................................................................................................................... 184
Idrocarburi cicloalifatici............................................................................................................ 184
Idrocarburi aromatici................................................................................................................ 185
Gruppi funzionali .................................................................................................................... 186
Composti organici contenenti ossigeno ...................................................................................... 187
Chimica e letteratura ................................................................................................................ 192
In laboratorio ........................................................................................................................... 196
Per la verifica ........................................................................................................................... 197
Biomolecole .............................................................................................................................. 200
Carboidrati .............................................................................................................................. 200
Proteine ................................................................................................................................... 202
Funzioni delle proteine ............................................................................................................. 205
Lipidi ...................................................................................................................................... 205
Gli acidi nucleici ...................................................................................................................... 208
Laboratorio .............................................................................................................................. 210
Per la verifica ............................................................................................................................ 211
BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................................... 215
SITOGRAFIA ................................................................................................................................... 215
GLOSSARIO .................................................................................................................................... 216
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Chimica e vita
Sezione 1 – Chimica generale
Chimica generale
La Chimica viene spesso considerata una disciplina difficile e noiosa fatta di formule di difficile
comprensione. Nella nostra vita quotidiana istintivamente diffidiamo di ciò che è “chimico” :
pensiamo che sia stato fabbricato dall’uomo di sintesi e preferiamo prodotti “naturali”. In realtà
entrambi sono fatti delle stesse particelle, gli atomi, combinati in modo diverso ed anche il nostro
corpo, gli altri esseri viventi, i mari, le rocce, le stelle…. si possono studiare solo grazie alla
CHIMICA. Anche il nostro corpo è formato da atomi, in particolare dal Carbonio, l’atomo della
vita.
Questo libro cercherà di darti gli elementi essenziali relativi alla composizione e al comportamento
delle sostanze che costituiscono tutto quello che ci circonda. Potrai utilizzarlo per completare le
spiegazioni dei tuoi insegnanti e per lo studio personale. . In questa prima sezione ci occuperemo
delle chimica inorganica, nella seconda sezione di quella organica, cioè di tutti i composti formati
da carbonio, idrogeno, ossigeno e azoto.
Alla fine di questa sezione arriverai a comprendere:
la composizione degli oggetti materiali di cui è formato il mondo che ci circonda;
la dipendenza delle proprietà delle sostanze, che osserviamo su scala macroscopica, dalla loro
composizione e dalla loro struttura microscopica;
la capacità delle sostanze di combinarsi tra loro e/o di decomporsi, per dare origine ad altre
sostanze e le regole che governano le reazioni chimiche
Un modello per capire la struttura della materia
Le trasformazioni chimiche
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
UN MODELLO PER CAPIRE LA STRUTTURA DELLA MATERIA
PREREQUISITI
Conoscere i principali sistemi di misura e le rispettive unità.
Conoscere le potenze di dieci e saperle utilizzare.
Saper applicare calcoli matematici, in particolare proporzioni e percentuali, alla risoluzione di
problemi.
OBIETTIVI
Dopo aver affrontato questa unità sarai in grado di:
definire come è nata e cosa studia la chimica;
conoscere le principali grandezze e loro unità di misura;
individuare la differenza tra fenomeni chimici e fenomeni fisici;
riconoscere di che cosa sono fatte tutte le “cose” in natura cioè la materia (teoria atomica);
individuare le particelle che compongono l’atomo;
descrivere diversi modelli per la struttura atomica da Rutherford a Bohr;
conoscere il significato delle formule chimiche;
riconoscere diverse sostanze ed individuarne le proprietà;
descrivere i legami chimici e collegarli alle proprietà delle sostanze;
descrivere la struttura geometrica delle principali molecole;
La chimica: scienza delle “trasformazioni
Che “sostanza” è un’arancia?
Nulla si crea, nulla si distrugge: tutto si trasforma, così affermavano i filosofi Parmenide ed Empedocle
(490-420 a. C.), ma bisogna arrivare al settecento perché con Antoine-Laurenti Lavoisier (1743-1794)
l’affermazione acquisti dignità scientifica.
L’origine della parola “chimica” è incerta: potrebbe derivare da Cham, uno dei figli di Noè, o da Kham, il
nome utilizzato dagli antichi egizi per indicare la loro terra (Khemeia potrebbe voler dire “arte egiziana”) o
dal greco khums che significa “succo di pianta” (khemeia potrebbe voler dire “arte di estrarre i succhi”).
Figura 1 - Sul tavolo abbiamo un’arancia: osserviamola bene: di cosa è fatta?
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Fenomeni chimici, fenomeni fisici.
La chimica è una scienza cioè si basa su un metodo messo a punto a partire da 500’.
Gli scienziati osservano tutto quello che avviene in natura, alla ricerca del “perché” le cose vanno in
un certo modo. Come le altre scienze sperimentali la chimica utilizza il metodo scientifico che si
basa sul farsi domande legate all’osservazione dei fenomeni che avvengono nella realtà e che
possiamo osservare e/o riprodurre in laboratorio: esempi di fenomeni sono la pioggia, le nuvole, una
candela che brucia, il ferro che arrugginisce. Gli scienziati verificano sperimentalmente le loro ipotesi
per arrivare a formulare una legge sperimentale
Un insieme di leggi costituisce una teoria: essa si avvale di modelli.
Il modello nelle scienze non è una riproduzione in piccolo della realtà come il modellino di una casa,
ma è uno strumento di cui ci si serve per interpretare il comportamento della realtà stessa e che può
aiutarci a “predire” cioè a sapere in anticipo come andranno le cose.
La chimica cerca di interpretare come sono fatte tutte cose del mondo che ci circonda, ad esempio
come è fatta un’arancia, e cerca di spiegare perché avvengono dei “cambiamenti”, ad esempio perché
il tè diventa più chiaro se vi aggiungo del succo di limone e perché il ferro arrugginisce se viene a
contatto con l’umidità. La chimica è aiutata dalla fisica.
Entrambe utilizzano il modello atomico: tutte le cose sono formate da particelle piccolissime, gli
atomi che sono in continuo movimento e si urtano tra loro .
Un fenomeno chimico (reazione chimica) è una trasformazione della materia attraverso la quale si
ottengono sostanze diverse da quelle iniziali La chimica studia la composizione, la struttura delle
sostanze e le trasformazioni che esse subiscono interagendo tra loro. Proviamo a bruciare una candela:
cosa abbiamo alla fine? Possiamo riottenere la candela?
I fenomeni possono essere anche fisici: se interessano alcune proprietà dei corpi quali la massa, il
volume, il colore, lo stato di aggregazione, il punto di fusione, la conducibilità elettrica. Se stiamo
studiando un fenomeno fisico e siamo partiti da una certa sostanza, la possiamo ritrovare immutata
alla fine: ad esempio se facciamo bollire dell’acqua, essa si trasforma in vapore acqueo che è sempre
acqua e può essere ritrasformato in acqua liquida per semplice raffreddamento.
Concludendo la chimica è la scienza che studia le caratteristiche, la struttura e le
trasformazioni della materia e gli scambi energetici collegati.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Fenomeni fisici
Fenomeni chimici
Burro che fonde
Carne che cuoce
Ago magnettizzato da una calamita
Fabbricazione dello yogurt e del formaggio
Acqua che bolle
Bicarbonato nell’aceto
Naftalina nell’armadio diventa vapore
Ferro che all’umidità arruginisce
Tabella 1 Fenomeni chimici e fisici
La materia è formata da atomi
Figura 5
Osserva la figura 5 comprendente zucchero e diversi alimenti per la colazione. Secondo te, la chimica,
c’entra qualcosa? Quali sostanze riesci a individuare?
Ma cosa sono le sostanze? Cerchiamo di rispondere insieme alla domanda con cui è iniziato il
capitolo: Che “sostanza” è un’arancia?
Osserva bene la figura 1. Anche l’arancia come tutto ciò che ci circonda è fatta da materia: ne
contiene una certa quantità cioè ha una massa, occupa uno spazio cioè ha un suo volume e possiede
energia. L’arancia è una parte limitata di materia cioè un corpo. In chimica con il termine “ corpo” si
indica appunto una porzione di materia: un libro, una bottiglia, l’acqua che è contenuta.
Quali altri corpi puoi individuare nella figura 5.?
Ricordati che in chimica la parola “corpo” non si riferisce per forza ad un essere vivente, come nel
linguaggio comune, ma può indicare materia vivente o materia non vivente.
Alcuni corpi sono formati da un solo tipo di materiale o sostanza: un bicchiere di vetro, una forbice
di acciaio, un pizzico di sale, un anello d’oro. Una matita, invece, è formata da due sostanze: legno e
grafite. E l’arancia?
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Spesso sostanze diverse sono mescolate fra loro in modo tale da non poterle distinguere. Se spremi
un’arancia in modo da ottenere un’aranciata avrai un liquido limpido contenente acqua, zucchero e
succo d’arancia, si tratta di un miscuglio omogeneo o soluzione.
Stiamo studiando l’arancia: potremmo definire l’oggetto della nostra indagine un sistema cioè un
corpo o un insieme limitato di corpi che è oggetto di studio da parte dell’osservatore. Le sostanze sono
“tipi” di materia caratterizzati da proprietà diverse, sia fisiche, ad esempio punto di fusione, di
ebollizione, capacità di condurre calore ed elettricità che chimiche, ad esempio capacità di combinarsi
con altre sostanze, ad esempio con l’ossigeno dell’aria cioè di “bruciare”. Le sostanze che esistono in
natura sono dette naturali, l’uomo con l’aiuto della chimica è in grado di produrre sostanze
sintetiche con le stesse identiche proprietà di quelle naturali, ma anche artificiali che non hanno
una corrispondenza in natura.
Figura 6. Gli stati di aggregazione della materia
STORIA DELLA CHIMICA: L’ATOMO
Il nostro corpo è formato dalle stesse particelle
che costituiscono tutte le altre cose del mondo.
Infatti anche noi, come tutti gli esseri viventi,
seguiamo le leggi della chimica e della fisica.
Oggi
noi
possediamo
un
modello
sufficientemente dettagliato per descrivere la
struttura della materia, il modello atomico.
Parlare di atomi è attualmente quasi un fatto
scontato, ma il modello atomico si affermò con
difficoltà, nonostante sia stato proposto per la
prima volta più di duemila anni fa da Leucippo
e dal suo discepolo Democritodi Abdera (IV
sec a.C.). Le loro idee non ebbero successo
perché il grande filosofo greci Aristotele (384322 a. C.) riteneva che la
materia fosse
continua, divisibile indefinitamente in frammenti
sempre più piccoli e quindi irriducibile ad unità
elementari.
Tuttavia l’idea di atomo (dal greco
atomos=indivisibile) sopravvisse nei secoli e fu
ripresa da Epicuro di Samo (III sec. a.C.) e, nel
mondo latino, da Tito Lucrezio Caro (95-55 a.C.)
nel "De Rerum Natura.
Le sostanze possono esistere in tre stati di
aggregazioni. I solidi hanno forma propria e un
proprio volume. Le particelle vibrano intorno a
un baricentro. I liquidi hanno volume proprio,
ma non una forma propria. Non sono
comprimibili e le particelle vibrano più
velocemente. I gas non hanno né volume né
forma propria. le loro particelle sono libere di
muoversi. Esiste un quarto stato di aggregazione,
il plasma, che si ha portando un gas a
temperature superiori a 5000 °C. Le stelle sono,
ad esempio, allo stato di plasma
A volte non è facile stabilire se un corpo è semplice, cioè formato da una sola sostanza, oppure
composto da più sostanze. Per stabilire con sicurezza se si ha a che fare con una sola o con più
sostanze, bisognerebbe immaginare il corpo enormemente ingrandito. La materia allora apparirebbe
costituita da minuscole particelle chiamate atomi Gli atomi sono piccolissimi il raggio di un atomo di
carbonio è di soli 0,00000015 mm; una riga a matita lunga 2 cm, larga un decimo di mm e spessa un
centesimo, ne contiene 6 miliardi di miliardi in forma di molecole di grafite . Gli atomi non si possono
“vedere” con il microscopio,solo recentemente, grazie a particolari microscopi elettronici ad effetto
tunnel , è stato possibile catturare immagini di atomi di metalli.(fig. 7) Altre tecniche permettono di
riconoscerne indirettamente la presenza (cromatografia e spettroscopia) e dedurne la disposizione
spaziale (cristallografia a raggi X). In altre parole, gli atomi sono molto piccoli ma reali. Quando
solleviamo una mela reggiamo il peso di una galassia di atomi. Quando udiamo il mormorio
dell’acqua percepiamo le onde d’urto di una miriade di molecole.
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Tutte le sostanze sono composte da atomi, che potremmo
simboleggiare con sferette di diverso colore. Immaginiamo di
sorvolare con un elicottero una spiaggia sabbiosa. Dall’alto essa ci
appare come un nastro omogeneo, ma se scendiamo e ci
avviciniamo per osservare da vicino ci rendiamo conto che la
spiaggia è formata da un insieme di piccole particelle ben separate
l’una dall’altra.
Agli inizi dell’800 erano già stati identificati una cinquantina di
elementi chimici che il chimico svedese J.J. Berzelius (1779 – 1848)
48 atomi di ferro disposti in raccolse nel 1818 in una tabella. Lo stesso Berzelius propose di
cerchio sopra una superficie di adottare la simbologia chimica attualmente in uso. Gli elementi si
rame con il microscopio a rappresentano con un simbolo, l'abbreviazione del nome,
formato da una o più lettere, la prima è sempre maiuscola, mentre
scansione a effetto tunnel
la seconda è minuscola. In genere il simbolo corrispondente
all’iniziale del nome latino (o alle prime due lettere se vi è possibilità di equivoco con altri elementi),
ad esempio C è il Carbonio, Ca il Calcio, Ce il Cerio, Co il Cobalto, Cu il Rame.
Figura 7 Immagini di atomi
Figura 8. Elementi della crosta terrestre massa in %
9.2
Calcio
3.4 4.7
7.5
Ferro
Alluminio
49.5
25.7
Silicio
Ossigeno
altri
In natura esistono 90 tipi di atomi
che individuano altrettanti elementi
chimici (gli elementi fino all’Uranio
sono 92, ma il quarantatreesimo (Tc
Tecnezio) ed il sessantunesimo (Pm
Promezio)
sono
prodotti
artificialmente). Esistono inoltre
altri atomi “creati” artificialmente
dall’uomo, dal 92 in poi, che hanno
di solito i nomi di fantasia e7o di
personaggi
famosi:
Einstanio,
Mendelevio, Nobelio.
Gli elementi possono essere divisi in tre grandi gruppi : metalli, non metalli, semimetalli.
I metalli (ferro, rame, sodio, potassio, oro) a temperatura e pressione ambiente sono tutti solidi ad
eccezione del mercurio che è liquido. Sono lucenti, buoni conduttori di calore e elettricità, duttili e
malleabili. I non metalli sono in gran parte gassosi, come l’ossigeno, l’idrogeno, l’azoto o se solidi
fragili e non lucenti come lo zolfo, lo iodio. L’unico liquido è il bromo. I semi-metalli hanno alcune
caratteristiche dei metalli e altre dei non metalli: boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio.
Hanno comportamento “anfotero”cioè in alcuni casi si comportano da metalli, in altri da non metalli.
Un atomo particolare è il carbonio che è alla base delle sostanze presenti nelle nostre cellule: le
sostanze formate da questo elemento insieme ad idrogeno (H), Ossigeno (O) ed azoto (N) sono dette
organiche, tutte le altre sono inorganiche.
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Chimica generale, La struttura della materia
I simboli dei principali elementi
AFNIO
Hf
MENDELEEVIO*
Md
CURIO *
Cm
RODIO
Rh
ALLUMINIO
Al
MERCURIO
Hg
DISPROSIO
Dy
RUBIDIO
Rb
AMERICO *
Am MOLIBDENO
Mo
ELIO
He
RUTENIO
Ru
ANTIMONIO
Sb
NEON
Ne
EINSTEINIO*
Es
SAMARIO
Sm
ARGENTO
Ag NEODIMIO
Nd
ERBIO
Er
SCANDIO
Sc
ARGO
Ar
NETTUNIO *
Np
EUROPIO
Eu
SELENIO
Se
ARSENICO
As
NICHEL
Ni
FERMIO *
Fm
SILICIO
Si
ASTATO
At
NIOBIO
Nb
FERRO
Fe
SODIO
Na
ATTINIO
Ac
NOBELIO*
No
FLUORO
F
STAGNO
Sn
AZOTO
N
OLMIO
Ho
FOSFORO
P
STRONZIO
Sr
BARIO
Ba
ORO
Au
FRANCIO
Fr
TALLIO
Tl
BERKELIO*
Bk
OSMIO
Os
GADOLINIO
Gd
TANTALIO
Ta
BERILLIO
Be
OSSIGENO
O
GALLIO
Ga
TECNEZIO
Tc
BISMUTO
Bi
PALLADIO
Pd
GERMANIO
Ge
TELLURIO
Te
BORO
B
PIOMBO
Pd
IDROGENO
H
TERBIO
Tb
BROMO
Br
PLATINO
Pt
INDIO
In
TITANIO
Ti
CADMIO
Cd PLUTONIO*
Pu
IODIO
I
TORIO
Th
CALCIO
Ca POLONIO *
Po
IRIDIO
Ir
TULIO
Tm
CALIFORNIO*
Cf
POTASSIO
K
ITTERBIO
Yb
TUNGSTENO
W
CARBONIO
C
PRASEODIMIO
Pr
ITTRIO
Y
URANIO
U
CERIO
Ce PROMEZIO
Pm
LANTANIO
La
VANADIO
V
CESIO
Cs
Pa
LAURENZIO *
Lr
XENO
Xe
CLORO
Cl
RADIO
Ra
LITIO
Li
ZINCO
Zn
COBALTO
Co
RADON
Rn
LUTEZIO
Lu
ZIRCONIO
Zr
CRIPTO
Kr
RAME
Cu
MAGNESIO
Mg
ZOLFO
S
CROMO
Cr
RENIO
Re
MANGANESE
Mn
PROTOATTINIO
SOLIDO, LIQUIDO, GAS * Artificiale (non esiste in natura)
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Chimica generale, La struttura della materia
Sostanze “pure” (specie chimiche): elementi, composti.
Una sostanza pura o specie chimica è una sostanza che presenta una composizione ben definita e
costante come ha scoperto il chimico PROUST ed è formata da unità costitutive cioè da atomi uguali o
diversi legati tra loro ad esempio lo zucchero, è formato da atomi di carbonio, idrogeno, ossigeno ed è
quindi una sostanza organica, l’acqua, formata da idrogeno ed ossigeno il sale, formato da cloro e
sodio, l’ossigeno, formato da atomi di ossigeno sono invece inorganiche. L’aria invece è una
miscela formata da diverse sostanze pure.
AZOTO (specie elementare)
OSSIGENO (specie elementare)
ARGO(specie elementare)
ANIDRIDE CARBONICA (composto)
ALTRI GAS
79,09 %
20,94%
0,93%
0,03%
0,01%
Tabella 3 - Specie chimiche presenti dell’aria “secca” cioè senza
vapore acqueo (% in volume cioè litri su 100 litri)
Alcune sostanze pure sono elementi o meglio specie elementari: sono costituite da atomi tutti
dello stesso tipo come esempio il gas argo presente nell’aria o il ferro, fatto di atomi di ferro o da
molecole formate da atomi uguali legati tra loro chimicamente come il cloro, fatto di molecole
derivanti dall’unione di due atomi di cloro o da aggregati reticolari, strutture tridimensionali formate
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
da atomi legati tra loro e disposti in modo regolare nello spazio., come il diamante, fatto di atomi di
carbonio.
Se un elemento è formati da un solo atomo possiamo indicarlo con il simbolo da solo Ar o Fe, per le
molecole derivanti dall’unione di due atomi, ad esempio i gas ossigeno ed azoto dell’aria si scrive il
simbolo ed un numero in basso sotto il simboli: l’indice che come dice il suo nome indica quanti
atomi di quell’elemento sono presenti nella formula: O2 e N2.
Si parla invece di composti, per quelle sostanze costituite da atomi di diverso tipo (es. il cloruro di
sodio, fatto di particelle di sodio e cloro alternati in una struttura cristallina ordinata; l'acqua, fatta di
molecole di H2O., due atomi di idrogeno ed uno
J.L Proust (1755-1826)
di ossigeno.
Un composto in chimica può essere definito una
sostanza con composizione fissa e definita,
risultante dalla combinazione di due o più
elementi chimici, le cui rispettive proprietà non
Lavorò come farmacista a Parigi e
sono più riconoscibili: ad esempio il cloro è un gas
poi durante la Rivoluzione francese si recò in
verdastro ed il sodio un solido tenero e lucente,
Spagna come professore di chimica e
mineralogia ed analizzò campioni di minerali
ma il cloruro si sodio (sale da cucina) il composto
per conto di Carlo studiando la pirite si accorse
formato dai due elementi è un solido bianco,
che conteneva sempre gli stessi elementi ferro e
cristallino.
zolfo nello stesso rapporto. e alla fine del 700
I rapporti in massa con cui due elementi si
formulò la legge che da lui prese il nome: "In
combinano quando formano un composto sono
un determinato composto chimico gli elementi
definiti e costanti, come ha scoperto Proust (1799).
che lo formano stanno tra loro in proporzioni
Come abbiamo già detto, gli atomi si possono
di peso definite e costanti", indipendentemente
legare gli uni agli altri formando delle strutture
dal modo in cui il composto stesso veniva
“finite” (le molecole) o degli aggregati reticolari.
preparato
Entrambe le strutture possono essere formate da
Dalla legge di Proust fu possibile dedurre che i
atomi uguali o diversi (figure 10), nel primo caso
diversi elementi fossero costituiti da particelle
avremo un elemento, nel secondo un composto.
aventi una massa caratteristica, in grado di
I composti organici sono composti formati da
unirsi tra loro solo in proporzioni fisse.
molecole contenenti l’atomo di carbonio e di
idrogeno, ed eventualmente anche l’ossigeno e
l’azoto. Il loro nome deriva dall’antica credenza che si potessero trovare solo negli organismi viventi,
tra di esse troviamo i combustibili, lo zucchero, le fibre tessili artificiali e sintetiche. I composti
inorganici sono formati dai diversi elementi (92) presenti in natura: carbonato di calcio , acido
cloridrico (muriatico), soda caustica e comprendono anche alcuni composti del carbonio come
l’anidride carbonica e l’acido carbonico.
Una molecola è la più piccola parte di materia che presenta le medesime caratteristiche
chimiche della sostanza alla quale appartiene. È costituita da un gruppo definito di atomi,
legati tra loro.
I simboli chimici rappresentano sia gli elementi che i relativi atomi. Così N rappresenta l’elemento
Azoto, ma anche un atomo di Azoto. In questo modo è possibile rappresentare le sostanze chimiche
mediante opportune scritture convenzionali, dette formule.
Nelle formule sono rappresentati i simboli degli elementi chimici che costituiscono la sostanza,
ciascuno seguito in basso a destra da un numero, detto indice, che specifica quanti atomi di
quell’elemento sono presenti. L’indice 1 non compare, essendo sottinteso.
Le formule che rappresentano i composti formati da molecole sono dette formule molecolari., ad
esempio HCl, acido cloridrico formata da un atomo di H (idrogeno) e da uno di Cl (Cloro)
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
La formula molecolare indica la composizione di una molecola precisando il numero di atomi che la
costituiscono. Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti).
Una sostanza molecolare è una sostanza composta da molecole tutte uguali.
Per evidenziare come gli atomi sono legati tra loro, la forma della molecola, la lunghezza dei legami, li
angoli che i legami formano tra loro è necessario ricorrere a formule di struttura e a modelli
molecolari.
Figura 10. Formule di struttura e modelli molecolari
Un composto può essere un aggregato reticolare formato da atomi legati tra loro e disposti in modo
regolare nello spazio, ad esempio il quarzo formato da atomi di Silicio e di Ossigeno.
Sono aggregati reticolari anche i composti ionici formati dall’alternarsi di anioni e cationi legati
dalla reciproca attrazione elettrostatica tra cariche opposte . Ad esempio nel cloruro di sodio (figura
10) si alternano ioni Na+ e ioni Cl- nel rapporto di 1:1, necessario per neutralizzare le cariche elettriche.
La formula NaCl non rappresenta una molecola, ma descrive il minimo rapporto di combinazione tra
i due elementi. Per questo tipo di composti si parla di unità formula.
Figura 11. Struttura NaCl
Per indicare uno ione si scrive il simbolo dell’atomo, avente come esponente il numero di cariche,
positive o negative, esattamente pari al numero di elettroni persi o acquistati dall’atomo stesso.
Esempi: Ca++ ione calcio con due cariche positive, ha perso due elettroni., O-- ione ossigeno con due cariche
negative ha acquistato due elettroni.
Esistono anche ioni poliatomici, ad esempio CO3--., ione carbonato formati da un atomo di carbonio, tre di
ossigeno e con due cariche negative.
Esempi di formule
H2SO4
Acido solforico: 2 atomi di idrogeno, uno di zolfo, 4 di ossigeno (molecola)
CO2
Anidride Carbonica: un atomo di carbonio, 2 di ossigeno (molecola)
A. Colli, S. Riboni
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N2
molecola dell’azoto: 2 atomi di azoto
O2
molecola dell’ossigeno: 2 atomi di ossigeno
Na2CO3
Carbonato di sodio: 2 atomi di sodio, un atomo di carbonio, 3 di ossigeno
(aggregato reticolare)
Mg(NO3)2
Nitrato di magnesio: 1 atomo di magnesio, 2 di azoto, 6 di ossigeno
Come abbiamo già detto nei composti gli elementi si combinano secondo rapporti tra le rispettive
masse definiti e costanti, come ha scoperto Proust. Ad esempio per ottenere acqua dobbiamo sempre
far reagire Idrogeno ed Ossigeno nelle proporzioni di 1 g contro 8 g. Qualsiasi eccesso di uno dei due
elementi rispetto a tale rapporto, non reagisce per dare acqua e rimane inalterato alla fine della
reazione. Se in laboratorio facciamo combinare tra loro Fe in polvere, un metallo di colore grigio, con
S (Zolfo) un non metallo in polvere gialla ottengo un solido nero, il solfuro di ferro. I due elementi si
combinano in rapporto 1/0,57, se mette troppo ferro se ne avanza, così succede se metto troppo zolfo.
Risultati ottenuti in laboratorio combinando tra loto Ferro e Zolfo
g di FERRO
g di ZOLFO
g di SOLFURO
AVANZO
FERROSO
1
0,57
1,57
niente
10
5,7
15,7
niente
10
8
15,7
g 2,3 di Zolfo
3
0,57
1,57
g 2 di Ferro
Tabella 4 - La legge di Proust
Secondo quando è stato verificato sperimentalmente da Dalton:
“quando due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, le quantità in peso di uno che si
combinano con una quantità fissa dell'altro stanno tra
J. Dalton (1766-1844)
loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in
Fu metereologo e poi chimico a Manchester,
genere piccoli”(legge di Dalton o delle
studiò l’atmosfera ed i gas, arrivando a
proporzioni multiple).
formulare la legge che porta il suo nome:
Dalton intuì che solo immaginando la materia
“Quando due elementi si combinano tra loro
formata da particelle piccolissime, ma indivisibili,
per dare più di un composto, le quantità in
indistruttibili si potevano spiegare i rapporti di
peso di uno che si combinano con una
combinazione degli elementi chimici nel dare i
quantità fissa dell'altro stanno tra loro in
composti. Se prendiamo ad esempio i 4 diversi
rapporti esprimibili mediante numeri interi e
composti del cloro con l'ossigeno, troviamo che
piccoli. Dalton intuì che solo immaginando la
con
71 g di cloro reagiscono rispettivamente 16g,
materia formata da particelle microscopiche,
48g, 80g e 112g di Ossigeno per dare quattro
indivisibili, indistruttibili e non creabili (quindi
composti tra loro diversi. Si può facilmente
stabili), si potevano spiegare i rapporti di
verificare che tali pesi stanno tra loro come 1:3:5:7.
combinazione degli elementi chimici nel dare i
La teoria atomica venne enunciata ufficialmente
composti. Nel 1808. enunciò la teoria atomica,
da Dalton nel 1808 e si basava su quattro
essa aveva bisogno di altre conferme
presupposti fondamentali:
sperimentali. Soprattutto, implicando che ogni
tutti gli atomi che costituiscono un elemento,
elemento fosse formato da atomi aventi una
ad
esempio
il ferro sono uguali tra loro
massa caratteristica, richiedeva che fossero
calcolati i pesi dei diversi atomi
A. Colli, S. Riboni
ogni atomo è indivisibile ed indistruttibili
(tipo sferetta d’acciaio)
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atomi diversi hanno masse diverse
gli atomi si combinano secondo rapporti fissi per formare i composti
Come spesso accade un modello scientifico anche quello atomico dovette ben presto subire una
parziale revisione ed essere modificato per render conto di nuovi dati sperimentali che emergevano
dallo studio delle reazioni gassose. Fino alla metà del '700 i gas ed in particolare l'aria, non venivano
concepiti come sostanze chimicamente attive, ma semplicemente come un mezzo “di riempimento”
solo nella seconda metà del '700 i chimici iniziano ad isolare i primi gas: nasce la chimica pneumatica.
La teoria atomica daltoniana che spiegava la legge di Proust e quella di Dalton, non era in grado di
spiegare le regolarità incontrate dai Gay-Lussac (1778-1850) nello studio delle reazioni gassose. GayLussac aveva dimostrato che.
“I volumi delle specie chimiche gassose che partecipano ad una reazione stanno tra loro sempre in rapporto
numerico semplice”.
Ad esempio nelle seguenti reazioni:
1 litro di Ossigeno
1 litro di cloro
1 litro di Azoto
+
+
+
2 litri di Idrogeno = 2 litri di vapor d’acqua
1 litro di Idrogeno = 2 litri di acido cloridrico
3 litri di Idrogeno = 2 litri di ammoniaca
Immaginando che i gas siano costituiti da atomi, i risultati sperimentali possono essere spiegati in due modi:
il volume è proporzionale alla massa degli atomi
Il volume che occupa 2 litri è costituito da particelle di massa doppia rispetto a quello che occupa 1
litro. Secondo questa ipotesi però nel primo esempio il
gas che si forma, essendo costituito dalla somma delle
Amedeo Avogadro (1776-1856)
masse dei gas che si uniscono, dovrebbe occupare un
La chimica è una scienza giovane,
nata nell’ultima parte del Settecento
volume pari a 3 litri, nel secondo esempio di due litri e
grazie
al
grande
innovatore
nel terzo di quattro, in contrasto con i dati sperimentali.
Antoine-Laurent
Lavoisier.
Per
gettare le basi dell’interpretazione
+
strutturale
della
materia
e
1 litro
3 litri
comprenderne il comportamento
2 litri
mancava tuttavia la teoria atomicomolecolare.
Essa
si
sviluppò
il volume è proporzionale al numero degli atomi
nell’ottocento grazie al piemontese
Amedeo Avogadro.
Il gas che occupa 2 litri è costituito da un numero di
Egli
ipotizzò
che,
fissate
particelle doppio rispetto al gas che occupa 1 litro. In
temperatura
e
pressione,
in
un
certo
questo caso tuttavia per ogni atomo del primo gas che si
volume di qualunque gas fosse
unisce con 2 atomi del secondo gas si dovrebbe formare
contenuto lo stesso numero di
una particella del gas finale. Quest'ultimo dovrebbe
molecole. Trascorse però un altro
pertanto occupare un volume pari ad 1 litro.
mezzo secolo prima che il siciliano
Stanislao Cannizzaro riuscisse a
+
far accettare quest’ipotesi, che
permise
di
determinare
1 litro
1 litro
2 litri
sperimentalmente i pesi molecolari,
e così di risalire alle formule
Nel 1811 Amedeo Avogadro (1776-1856) annunciò una
chimiche corrette
nuova ipotesi: “volumi uguali di gas diversi nelle stesse
condizioni di temperatura e di pressione devono contenere lo
A. Colli, S. Riboni
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stesso numero di particelle.” Le particelle non sono solo atomi, ma possono anche essere gruppi di
atomi: le molecole.
In tal modo la reazione gassosa del primo esempio può essere scritta così:
O2
+
2H2
→
2H2O
+
1 litro
2 litri
2 litri
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.
Anche gli altri esempi possono essere spiegati dall’ipotesi di Avogadro.
Cl2 + H2 → HCl
.N2 + 3H2 → 2NH3
L'ipotesi di Avogadro, che poi si rivelò esatta, fu però osteggiata da atomisti illustri e solo nel 1858,
Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ne verificò definitivamente la validità attraverso una serie di
esperimenti conclusivi. La teoria atomico-molecolare così come era stata proposta da Avogadro,
apriva la strada alla possibilità di pesare atomi e molecole, fatto questo che avrebbe portato ulteriori
conferme all'esistenza degli atomi stessi. (pag.)
Miscugli omogenei ed eterogenei
Un miscuglio è costituito dalla mescolanza di più sostanze, ognuna delle quali mantiene la propria
identità e può, in vario modo, essere separata dalle altre. Un miscuglio omogeneo è costituito da una
sola fase (ogni parte di un corpo fisicamente e chimicamente omogenea). Miscugli di questo tipo sono
le soluzioni sistemi formati da due o più sostanze (solide, liquide o gassose), formato da particelle
estremamente piccole (non visibili in alcun modo) che si distribuiscono uniformemente in tutto il
volume a disposizione, non separabili né per filtrazione, né per dialisi.
Come si può ottenere acqua dolce dall’acqua di mare? L’acqua del mare è un miscuglio omogeneo di
acqua e di diversi Sali, si può
ottenere
acqua
“pura”
semplicemente facendola bollire
e raffreddando il vapore che si
forma cioè utilizzando un
fenomeni fisici (pag.).
Le proporzioni delle diverse
sostanze in una soluzione
possono variare, ad esempio una
soluzione si ottiene mescolando
acqua e sale. Le quantità di sale
che possiamo aggiungere ad un
bicchiere di acqua possono
variare: proviamo ad aggiungere
una punta di spatola di sale, poi
due
e così via, mescoliamo, fino
Figura 12 - Apparecchio per la distillazione
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a che il sale non si scioglie più: si ha una soluzione satura, un miscuglio eterogeneo con due fasi, una
liquida ed una solida (il sale rimasto sul fondo). I componenti di una soluzione possono essere separati
mediante semplici passaggi di stato: evaporazione e condensazione. Le miscele omogenee
possono essere:
SOLIDE (leghe)
LIQUIDE (soluzioni)
GASSOSE (aria)
Un miscuglio eterogeneo: è un insieme di più fasi che presenta proprietà differenti in ogni singola
parte. E' formato da due o più specie chimiche miscelate in rapporti variabili e i cui componenti possono
essere separati con appropriate tecniche, ad esempio con la filtrazione. Esempi di miscugli eterogenei:
FUMO (solido disperso in un gas)
NEBBIA (liquido disperso in un gas)
SOSPENSIONE (solido disperso in un liquido, particelle visibili a occhio nudo o al
microscopio ottico, separabili per filtrazione.
EMULSIONE (dispersione di due liquidi immiscibili tra di loro)
Le leghe sono soluzioni solide.
Una “via di mezzo” tra miscugli omogenei ed eterogenei è il colloide, un miscuglio di particelle
solide o liquide in un fluido, visibili all’ultramicroscopio, separabili per dialisi. formato da una
sostanza di dimensioni microscopiche (diametro da 10-9 m a 1 μm) dispersa in una fase continua.
Molte sostanze a noi familiari sono colloidi, come per esempio il burro, la maionese, la colla, la nebbia
ed il fumo.
Le particelle di un sistema colloidale non sono
Dimensioni delle particelle
visibili a occhio nudo, ma illuminando con un fascio
di luce trasversale il recipiente contenete il colloide e
< 10-9 m
10-9 - 10-6 m > 10-6 m
osservando perpendicolarmente alla direzione del
Soluzione
Sospensione
raggio di luce si nota una nebbiolina lievemente
Colloide
omogenea
eterogenea
illuminata , dovuto all’effetto Tyndall, questa
Tabella 5 - Diversi miscugli al variare delle proprietà permette di distinguere i sistemi colloidali
dimensioni delle particelle
dalle soluzioni vere ed è dovuto al fatto che le
dimensioni delle particelle sono in grado di
diffondere la luce per cui il suo percorso è visibile lateralmente (questa è la ragione per cui, per
esempio, il latte si mostra torbido e biancastro).
Tipi di dispersioni colloidali
Fase dispersa
Fase continua
Nome
Esempio
Liquido
Gas
Aerosol liquido
Nebbia,
Gas
Liquido
Schiuma
Schiuma da barba, panna montata
Liquido
Liquido
Emulsione
Latte, maionese, sangue
Solido
Liquido
Sol
oro colloidale, dentifricio
Tabella 6 - Esempi di colloidi
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Come possiamo separare i componenti di un miscuglio?
La filtrazione premette di separare in un miscuglio eterogeneo un solido da un liquido. Il miscuglio
è versato in un imbuto ricoperto da un filtro da carta piegato in modo da aderire alle pareti
dell’imbuto: il liquido passa grazie alla forza di gravità e si può raccogliere in un recipiente sottostante,
il solido rimane sul filtro. Un metodo analogo più grossolano consiste nella decantazione: per
effetto della forza di gravità un solido sospeso in un liquido si deposita sul fondo del recipiente, il
liquido può essere versato via. Se la quantità di solido è molto piccola o formata da particelle con bassa
densità si può utilizzare la centrifugazione: facendo ruotare a velocità elevata una provetta
contenente la miscela, in modo che il solido si depositi sul fondo.
Con la distillazione, semplice o frazionata, si possono separare anche miscugli omogenei formati da
liquidi, ad esempio ottenere alcol dal vino. Il miscuglio viene riscaldato fino ad ebollizione, nel caso di
due liquidi (es acqua ed alcol) i loro punti di ebollizione saranno diversi, (l’alcol bolle a 95°C, l’acqua a
100°C), i vapori di alcol vengono raffreddati in un refrigerante e si trasformano in liquido. La
distillazione frazionata è utilizzata per separare più liquidi, ad esempio i diversi componenti del
petrolio grezzo per avere benzine, gasolio.
La cromatografia si basa sulla diversa attitudine delle sostanze ad aderire ad una suprficie e
permette di separare miscele complesse di sostanze disciolte in un solvente anche in piccola quantità.
Può essere su colonna, su carta, su strato sottile. La miscela viene fatta assorbire da una sostanza (fase
stazionaria) che trattiene in modo diverso le varie componenti e viene poi attraversata da una fase
mobile (eluente) che trascina con velocità differenziata i componenti.
Figura 13 - Filtrazione, decantazione, centrifugazione, cromatografia.
Nella cromatografia gas-liquido (GLC) si vaporizza il campione che viene trascinato da un gas lungo
un tubo rivestito di ossido di alluminio imbevuto si un liquido con alto punto di ebollizione (fase
stazionaria). il componente che aderisce meno alla fase fissa esce per primo dal tubo, seguito dagli
altri. Questa tecnica permette di individuare piccole quantità di sostanze, ad esempio droghe o
esplosivi.
Grandezze ed unità di misura
Tutto quello che avviene in natura, i fenomeni , sono caratterizzati da diverse proprietà , come
abbiamo già visto a pag. : fisiche legate alle diverse sostanze e chimiche che dipendono in
dall'interazione delle sostanze che combinandosi tra loro ne formano nuove ad esempio la capacità di
combinarsi con l'ossigeno, con l'acqua, con gli acidi; esistono anche le proprietà organolettiche che
possono essere percepite dagli organi di senso (sapore, odore, colore). Queste ultime sono oggetto di
osservazioni qualitative (ad esempio il colore di un’arancia può essere arancio o giallo), mentre le
prime due possono misurate in modo quantitativo.
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Che cosa si misura e come? Le proprietà di un corpo che si possono misurare sono grandezze fisiche
o chimiche. Misurare vuol dire paragonare una grandezza ad una unità di misura ad essa simile scelta
come campione. Per le lunghezze si usa il metro, il cui campione è una sbarra di platino-iridio lunga
un metro (attualmente il metro viene definito come la distanza percorsa dalla luce nel vuoto in un
intervallo di tempo di 1/299 792 458 di secondi). Una misura può essere:
accurata: se differisce poco dal valore reale
precisa: se è riproducibile cioè se si ottiene lo stesso valore ripetendola più volte
Le grandezze si indicano con un numero seguito dalla loro unità di misura, ad esempio 3 m (tre metri).
Possono essere:
estensive: dipendono dall'estensione del campione, ovvero dalla quantità di materia dello stesso
(es. volume, massa, lunghezza).
intensive: non dipendono dalla quantità, bensì dal tipo di materia (es. punto di fusione, densità).
Le scienze sperimentali per formulare ipotesi e modelli hanno bisogno di raccogliere dati
misurando diverse grandezze, alcune sono più utili ai fisici, altre ai chimici. Nelle scienze
biologiche servono le une e le altre: il nostro corpo deve mantenere una temperatura costante
(grandezza fisica), ma per farlo sta bruciano zucchero (trasformazione chimica).
Le grandezze possono essere classificate in:
fondamentali che sono sette. Le rispettive
unità di misura sono definite e fissate, per
Lunghezza
metro
m
convenzione, dal Sistema Internazionale (SI)
Massa
kilogrammo kg
( Tabella ) e derivate: ricavate dalle
precedenti per mezzo di operazioni
Tempo
secondo
s
matematiche, prodotti o divisioni.
Le unità di misura SI molto spesso sono o
Intensità di corrente elettrica ampere
A
troppo grandi o troppo piccole, per cui è
Temperatura termodinamica kelvin
K
necessario utilizzare
sottomultipli o
multipli.
In
alcuni
casi
si
utilizzano
anche
Quantità di sostanza
mole
mol
unità di misura al di fuori del SI, spesso
Intensità luminosa
candela
cd
diverse da paese a paese, ad esempio nel
Regno Unito si utilizzano per il peso le
Tabella 7 - Le grandezza fondamentali del Sistema
libbre, al posto dei chilogrammi.
Internazionale e le loro unità di misura
Le grandezze fondamentali e derivate ci
permettono di descrivere in modo quantitativo le proprietà della materia. La massa è una delle
grandezze fondamentali e rappresenta la quantità di materia che costituisce un corpo. E' una proprietà
estensiva cioè non varia al variare della posizione del corpo nello spazio (è la stessa sulla Terra, sulla
Luna, su Giove) d è indipendente dalla temperatura e dalla pressione. L'unità di misura SI è il
kilogrammo ( kg ). In laboratorio si usano comunemente i suoi sottomultipli, quali, ad esempio il
grammo ( g ), corrispondente a 10-3 kg e il milligrammo ( mg ), pari a 10-6 kg. La forza ( F ) è una
grandezza derivata in grado di modificare lo stato di moto o di quiete di un corpo. Il peso ( P ) è la
forza con la quale un corpo è attratto vero il centro della terra: è direttamente proporzionale alla massa
del corpo: P = m × g. la costante di proporzionalità g in un dato luogo, è la stessa per tutti i corpi. Per
un corpo posto a livello del mare il valore di g è di 9.8 m/s2. Se invece che sulla Terra ci trovassimo
sulla Luna, la nostra massa sarebbe sempre la stessa, ma il peso sarebbe minore perché la costante sulla
luna è 1/6 di quella terrestre.
Quantità
Unità
Simbolo
L'unità di misura della forza e quindi del peso è il newton ( N ). In pratica è spesso utilizzato il
kilogrammo-peso ( kgp ), ovvero il peso di un corpo avente massa =1kg, posto a 45° di latitudine e a
livello del mare; ne deriva che 1kgp = kg 9.8 m/s2 = 9.8 m/s2 e, di conseguenza, 1kgp = 9.8N .
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Il volume è una grandezza derivata dalla lunghezza e rappresenta la porzione di spazio occupata da
un corpo occupa; varia in funzione della temperatura e della pressione. Tale variazione è piccola nei
solidi e nei liquidi , ma è grande per i gas. L’unità di misura
Prefisso
Simbolo Fattore
del volume, nel SI, è il metro cubo ( m3 ). Si usano spesso i
G109
suoi sottomultipli: il decimetro cubo ( dm3 ) che è uguale gigaM106
al litro e corrisponde al volume occupato da un kg di H2O megak103
distillata alla temperatura di 4 °C.o il centimetro cubo ( kiloh102
cm3 ). La densità assoluta: è una proprietà intensiva delle ettoda101
diverse sostanze cioè non dipende dalla quantità di decad10-1
materia, ed esprime la massa dell'unità di volume di un decicentic10-2
corpo cioè è sostanzialmente il rapporto tra massa e
m10-3
volume., si misura in kilogrammo diviso per metro cubo millimicrom10-6
kg/m3 o grammo diviso per centimetro cubo ( g/cm3 ).
nanon10-9
L'espressione della densità è: d = m / V, da cui deriva: V =
picop10-12
m / d e m = V *d . V=volume m=massa
Tabella 8 - Multipli e sottomultipli
L'energia è l'attitudine di un corpo a compiere un lavoro.
L'energia si presenta sotto tre forme fondamentali: cinetica, potenziale , di massa.
Può presentarsi inoltre sotto diversi aspetti: meccanica, termica, radiante, elettromagnetica, chimica,
nucleare. Tutte le forme di energia possono trasformarsi le une nelle altre, con un limite: in ogni
passaggio una parte dell’energia rende più disordinato il sistema oggetto della trasformazione cioè si
trasforma in calore o energia termica che non può più essere completamente ritrasformato in altre
forme di energia.
Energia potenziale: quella che un corpo possiede per la sua posizione
Energia meccanica: è un tipo particolare di energia cinetica; es. energia di una turbina, di un elica.
Energia termica o calore: è quella accumulata dai corpi quando sono riscaldati
Energia radiante: è l'energia associata alla luce o ad altre radiazioni elettromagnetiche. Si presenta
sotto forma di luce visibile, luce infrarossa o ultravioletta, raggi X.
Energia elettromagnetica: energia che proviene da una calamita o da un flusso di corrente.
Energia chimica: energia contenuta nei legami tra atomi: le reazioni chimiche permettono che questa
energia sia liberata e convertita in altre forme di energia, ad esempio luce o calore.
Energia nucleare: energia prodotta da reazioni di fissione o fusione nucleare.
Unità di misura del SI per l'energia è il joule ( J ) . In pratica si usano altre unità di misura, quali la
caloria ( cal ), la kilocaloria ( kcal )
Per caloria si intende la quantità di calore necessaria ad aumentare la temperatura di un grammo di
acqua distillata da 14.5 a 15.5 °C, alla pressione di 1 atm.
joule
caloria
joule
caloria
0.2389
4.186
Tabella 9 - Dal joule alla caloria e viceversa
La temperatura è la misura dell'intensità del calore. cioè corrisponde alla la capacità di un corpo di
dare sensazioni di caldo e freddo. Più precisamente essa è una misura dell'energia cinetica media delle
particelle che costituiscono un corpo.
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Chimica generale, La struttura della materia
La scala Celsius (t) è convenzionalmente costruita assegnando al ghiaccio fondente la temperatura di
0 °C e all'acqua bollente la temperatura di 100 °C. La scala delle temperature assolute (T) è costruita
partendo dalla costatazione che la più bassa temperatura Celsius corrisponde a -273,15°C. Pochè non
sono possibili temperature inferiori, tale valore rappresenta lo zero assoluto delle temperature.
La scala delle temperature assolute si ottiene quindi traslando l'origine della scala Celsius dagli 0°C a 273,15°C. E' evidente quindi che per trasformare i gradi Celsius in gradi Kelvin è sufficiente utilizzare
la seguente relazione di conversione:
T = t + 273,15
Così, ad esempio, lo zero della scala Celsius corrisponde a 273,15 °K, mentre l'acqua bolle a 373,15 °K.
L'unità di misura della temperatura è nel SI il grado Kelvin ( K ) e la sua scala è detta scala assoluta;
comunemente si usa il grado centigrado ( °C ) della scala centigrada. Entrambe le unità di misura si
equivalgono ( 1K = 1°C ), ma lo zero della scala assoluta è posto a -273.15°C e si chiama zero assoluto.
Ne deriva che lo zero della scala centigrada è posto a 273.15 K. Per passare dai gradi centigradi ai Kelvin
basta aggiungere 273.15, K=°C+273.15
Le temperature assolute si indicano con T mentre quelle centigrade con t.
La Pressione si definisce come il rapporto tra una forza e la superficie sulla quale la forza agisce.
Le unità di misura della pressione sono molteplici. Le più utilizzate sono:
a. Chilogrammo su centimetro quadrato (Kg/cm2)
b. Atmosfera (atm). E' definita come la pressione esercitata dall'atmosfera terrestre sul
livello del mare (slm), a 0°C, a 45° N, con un'umidità relativa pari allo 0% .
1 atm = 760 mm di Hg ( o torr) = 1,033 kg/cm2
c. Pascal (Pa). Nel Sistema Internazionale SI è la forza esercitata da 1 N (newton) sulla
superficie di m2. ( 1 newton è la forza che, applicata alla massa di 1 Kg produce
un'accelerazione di 1 m/s2).
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
In laboratorio
1. Misuriamo la densità di un liquido e di un solido
Cosa serve
acqua, olio, altri liquidi, due o tre pezzi della stessa sostanza
solida, una bilancia tecnica o una comune bilancia da cucina,
un cilindro graduato o una caraffa graduata, 4 pezzi di uno
stesso solido con masse diverse.
Bilancia con caraffa o cilindro
Cosa fare: per i liquidi
Metti sulla bilancia la caraffa ed azzerala (taratura)
versa nel cilindro o nella caraffa 100 ml di acqua e leggi la massa: leggerai 100g
ripeti la stessa procedura con 200, 300, 400, 500 ml
raccogli i valori in una tabella e costruisci un grafico con i valori dei volumi in ascissa e le rispettive
masse in ordinata.
unisci tutti punti: Che cosa hai ottenuto?
riprova con l’olio: anche in questo caso otterrai una retta, ma con minore pendenza
Gli oli utilizzati in cucina per condimento hanno una densità minore di 1 e quindi una bottiglia da un
litro se la densità è 0,9 g/cm3 non contiene un chilogrammo, ma 900 g di olio . Riprova con altri
liquidi. Come puoi determinare la densità dei diversi liquidi?
Cosa fare: per i solidi
Riempi il cilindro o la caraffa a metà (50 ml)
Pesa sulla bilancia il campione di solido
introducilo delicatamente nel cilindro e segna il nuovo volume del liquido: la differenza sarà il
volume del tuo campione.
Ripeti per ogni campione, introduci i dati in una tabella e costruisci il grafico come per i liquidi.
Cosa osservi?
Quale è il valore della densità del solido?
SOSTANZA
CAMPIONE
1
2
3
4
5
MASSA
VOLUME
DENSITA’
Tabella
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
2. Che sostanze chimiche contiene un’arancia?
Succo di un’arancia, i semi e la buccia
Immagina di avere il succo di un’arancia, i semi e la buccia. Prova a completare la tabella.
sostanze
chimiche
Succo
Buccia
Semi
Acqua
Acidi
Zucchero
Altre sostanze
organiche
Altre sostanze
inorganiche
Ecco alcuni test che puoi facilmente eseguire in laboratorio per completare la tabella.
C’è l’acqua?
Procurati del solfato di rame anidro di colore bianco, mettilo in vetrino d’orologio e fai cadere
un poco di acqua. Il composto diventa blu (solfato di rame idrato). Prova con il succo d’arancia
e poi con buccia e semi.
Ci sono acidi?
Utilizza un pezzetto di indicatore universale, un nastro giallo che assume con gli acidi una
colorazione rossa. Cosa succede versandovi sopra alcune gocce di succo?
Ci sono zuccheri
In farmacia sono in vendita apposite cartine per individuare il glucosio nelle urine. Prova a
fare il test con un poco di glucosio e poi prova con il succo
Quali altre sostanze organiche potrebbe contenere l’arancia?
Procurati una tabella o un atlante con la composizione dei principali alimenti o fai una ricerca
in Internet. Perché si consiglia di bere succo d’arancia quando si è rafreddati?
La frutta contiene anche sostanze inorganiche?
Attenzione: una la hai già ricercata. Cerca di individuare la altre con un atlante con la
composizione dei principali alimenti o con una ricerca in Internet.
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Chimica e letteratura
La Chimica è anche poesia. Alberto Cavaliere, poeta e giornalista, e anche chimico pubblicò nel
1928 un intero trattato di Chimica in versi. Leggi la prima poesia, riassumila e commentala.
Poi rispondi alle seguenti domande:
Quali elementi nomina Cavaliere nella sua poesia? Quali sono i loro simboli? Sono metalli o non
metalli? Fai una ricerca delle loro proprietà utilizzando un’enciclopedia e/o Internet.
Quali composti nomina Cavaliere nella sua poesia? Con l’aiuto dell’insegnante prova a scriverne
le formule?
Trovi anche qualche miscuglio nella poesia? di che tipo ?
Da giovane studente, alunno d’istituto,
non andai mai d’accordo col piombo o col bismuto;
anche il vitale ossigeno mi soffocava; il sodio,
per un destino amaro, sempre rimò con odio;
m’asfissiò forte a scuola, prima che, in guerra, il cloro;
forse perfino, in chimica, m’infastidiva l'oro.
E di tutta la serie sì numerosa e varia
di corpi e d’elementi, sol mi garbava l’aria,
quella dei campi, libera, nel bel mese di luglio:
finché non m’insegnarono che anch’essa era un miscuglio!
Un vecchio professore barbuto, sul cui viso
crostaceo non passava mai l’ombra d’un sorriso,
un redivivo Faust, voleva ad ogni costo
saper da me la formula d’un celebre composto.
Non sapevo altre formule che questa: H2O;
e questa dissi: il bruto, senz’altro, mi bocciò.
Poi ch’era ancor più arida nella calura estiva,
io m’ingegnai di rendere la chimica più viva;
onde, tradotta in versi, l’imparai tutta a mente,
e in versi, nell’ottobre, risposi a quel sapiente.
Accadde un gran miracolo: quell’anima maniaca,
che non vedeva nulla più in là dell'ammoniaca,
dell’acido solforico, del piombo e del cianuro,
rise, una volta tanto, e m’approvò: lo giuro!
Mi lusingò quel fatto: volevo far l’artista,
e invece, senz’accorgermi, divenni un alchimista…
Oggi distillo e taccio in un laboratorio,
dove la vita ha tutto l’aspetto d’un mortorio.
E vedo, in fondo, dato che non conosco l’oro,
dato che ancor mi soffoca, sempre accanito, il cloro,
che non avevo torto, e il mio pensier non varia:
la miglior cosa, amici, è l’aria, l’aria, l’aria!…
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Per la verifica
Domande aperte
1.
Nella preparazione di un dolce al cioccolato il pasticcere usa: cacao, uova, farina, bicarbonato
d’ammonio, zucchero, burro, un pizzico di sale. Quali ingredienti sono miscugli e quali
sostanze “pure”? Quali sostanze sono inorganiche e quali organiche?
2. Cosa succede quando aggiungo dello zucchero al caffè? (figura)
3.
Se lascio una pentola con acqua su un fornello acceso in cucina, e mi allontano per qualche
minuto, quando rientro in cucina trovo che il livello dell’acqua nella pentola si è abbassato.
Cosa è successo?Dove è andata a finire l’acqua?
4. Immagina di avere due provette piene a metà con due liquidi limpidi. Versa in un a delle due il
contenuto dell’altra. Si forma una sostanza solida gialla. Cosa è successo? Perché?
5. Che differenza c’è tra una candela che brucia e l’acqua che bolle?
6. Che cosa sono li isotopi? perché possono essere definiti “gemelli chimici”?
7.
Che cos’ è una molecola?
8. Cosa significa misurare? Cosa misurano i chimici e perché?
9. Che differenza c’è tra massa e peso.
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Quando l’argento diventa nero si ha un fenomeno fisico?
Il pane che lievita è un fenomeno chimico?
In natura esistono 90 tipi di atomi?
La molecola di un composto è formata da atomi uguali ?
Il calore è una proprietà intensiva di una sostanza?
La molecola di un elemento è sempre monoatomica?
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Falso
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Scelta multipla
Le seguenti figure rappresentano sostanze diverse. Scrivi quali sono pure e quali miscugli.
a_____________________
b________________________...........c___________________
d______________________........e_______________________...............f______________________
Che cosa potrebbero essere le sostanze che hai individuato come pure?
Prova a scrivere delle formule che potrebbero rappresentarle.
Problem solving
Nei composti gli elementi si combinano secondo rapporti tra le rispettive masse definiti e costanti,
come ha scoperto il chimico Proust. Ad esempio per ottenere acqua dobbiamo sempre far reagire
Idrogeno ed Ossigeno nelle proporzioni di 1 g contro 8 g. Qualsiasi eccesso di uno dei due elementi
rispetto a tale rapporto, non reagisce per dare acqua e rimane inalterato alla fine della reazione.
Completa la tabella
Risultati ottenuti in laboratorio combinando tra loto Ferro e Zolfo
g di OSSIGENO
g di IDROGENO
g di ACQUA
AVANZO
8
1
9
niente
10
10
niente
5
2
g 2 di Ossigeno
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Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Orizzontali
2.
Verticali
Sostanze prodotte dall'uomo simili a
quelle naturali
1. Una trasformazione chimica
3. Miscuglio formato da una sola fase
2. Miscuglio omogeneo
4. Lo è il sodio
5. Effetto che si ha nei colloidi
8. Scoprì la legge delle proporzioni multiple 6.
9. Il quarto stato della materia
10.
7. La quantità di materia
L'evaporazione dell'acqua è un
fenomeno......
A. Colli, S. Riboni
Indica il numero di atomi in una
molecola
9.
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Da lui prese il nome la legge delle
proporzioni fisse
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Chimica generale, La struttura della materia
Riflettiamo e facciamo qualche conto
Avogadro: chi era costui?
Come abbiamo già visto nel capitolo precedente l’ipotesi formulata da Amedeo Avogadro all’inizi dell’800 ha
permesso di fare passi avanti nella teoria atomica di Dalton introducendo il concetto di molecola: In questo
capitolo vedremo come, sempre grazie al contributo del fisico italiano furono poste le basi della chimica
quantitativa, introducendo il concetto di “mole”, la dozzina dei chimici. Vedremo anche come l’atomo,
nonostante il suo nome, non sia indivisibile, ma formato da particelle più piccole.
Un primo modello di atomo
Gli atomi non sono strutture elementari ed “indivisibili” ma sono composti da tre tipi di particelle più
piccole: il protone, il neutrone e l’elettrone.
Il protone, con carica elettrica positiva, ed il neutrone, privo di carica elettrica, si trovano nella parte
centrale dell’atomo, il nucleo. Gli elettroni, con carica elettrica negativa, uguale e contraria a quella
dei protoni, si trovano intorno al nucleo. Nel prossimo capitolo vedremo alcuni modelli di atomo che
cercano di interpretare le proprietà delle sostanze in base a come sono disposti gli elettroni.
Un atomo è neutro quando i protoni del suo nucleo sono esattamente neutralizzati da un ugual
numero di elettroni. Gli atomi che presentano elettroni in più o in meno rispetto ai protoni del nucleo
risultano elettricamente carichi e sono detti ioni. Se vi è un difetto di elettroni essi risultano caricati
positivamente (cationi), viceversa presentano una carica negativa (anioni).
Il numero di protoni del nucleo è detto numero atomico Z ed ogni elemento differisce dagli altri per
avere un diverso numero atomico che, per gli elementi naturali, va da 1 (Idrogeno) a 92 (Uranio).
Ogni atomo è poi caratterizzato da un nucleo che contiene sia proptoni che neutroni N del suo
nucleo. Protoni e neutroni vengono anche complessivamente indicati con il termine di nucleoni. Il
numero di nucleoni di un atomo costituisce il suo numero di massa A (la massa di un atomo è data
essenzialmente dal suo nucleo e quindi da protoni e neutroni, in quanto gli elettroni sono 1840 volte
meno massicci di un nucleone. La massa dei protoni e quella dei neutroni sono dell’ordine di 10 -27 kg.
A è la somma di Z ed N: A = Z + N
Nome
elemento
Numero
atomico
Numero di
massa
CARBONIO(C)
Z=6
A = 12
Tabella 10 - Abbondanza in natura degli isotopi di alcuni elementi.
Elemento
Carbonio
Isotopo
12
C
98,9
13
C
1,11
Z=7
Quando ci si riferisce alla composizione nucleare di un
atomo, si preferisce indicare quest’ultimo con il
termine di nuclìde. Ciascun nuclide viene
individuato dal valore di Z ed A. Un nuclide di un
A
Z=6
Azoto
% in natura
generico elemento X viene rappresentato Z
A
14
C
tracce
14
N
99,63
15
N
0,36
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X
o
X perché il simbolo X indica già il
semplicemente
numero atomico Z.
Per ogni specie elementare esistono dei “gemelli
chimici”: gli isotopi, nuclidi di un medesimo elemento
chimico con lo stesso numero atomico che
differiscono per il numero dei neutroni cioè hanno
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Chimica generale, La struttura della materia
1
2
H
3
H
H
1
1
diverso numero di massa A (ad esempio 1
(Pròzio)
(Deuterio)
(Trizio)). Il termine
isotopo deriva da un termine greco che significa “stesso posto”, infatti gli isotopi di un elemento
hanno lo stesso numero atomico Z, ed occupano lo stesso posto, la stessa casella, nella tabella
periodica che contiene tutti gli elementi(vedi pag. ).
Massa molecolare relativa: l’unità di massa atomica
Nel capitolo precedente abbiamo visto come la teoria atomico-molecolare proposta da Avogadro,
già nell’ottocento permetteva di dare una spiegazione ai risultati sperimentali ottenuti da Gay Lussac
facendo reagire tra loro sostanze alla stato di gas, l’ipotesi di Avogadro (pag.) aiutò i chimici a trovare
un modo di pesare atomi e molecole. Se infatti volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole, il rapporto tra il peso di due
volumi uguali di gas diversi deve essere uguale al rapporto tra i pesi delle loro molecole, come affermò
il chimico siciliano Stanislao Cannizzaro. che propose di fissare come peso molecolare di riferimento
l'idrogeno, che ha una molecola biatomica a cui venne assegnato un peso molecolare convenzionale
pari a 2. In tal modo Cannizzaro riuscì a determinare i pesi atomici e i pesi molecolari relativi Pr
all'idrogeno di molte sostanze. Nella prima metà dell'Ottocento, soprattutto ad opera di Berzelius
(1779-1849), se ne determinarono moltissimi. Il termine “peso atomico” ha una grande importanza
nella storia della Chimica ma non è corretto: si deve parlare di massa atomica o molecolare
relativa (mr) e non di peso. (pag.) Oggi non si usa più l’Idrogeno come unità di misura perché grazie
alla presenza di tre isotopi in realtà la massa atomica dell’elemento idrogeno è la media della massa dei
suoi diversi nuclidi (pag.). L’unità di misura della massa atomica è 1/12 della massa del isotopo 12 del
Carbonio (formato da 6 protoni e 6 neutroni ). Tale quantità è nota come unità di massa atomica
(uma o u) e corrisponde a 1,660 538 73 10-24 g
1 u = 1,660 538 73 10-24 g
Ad esempio la massa atomica assoluto del Carbonio 12 è
Aa C = 12 (u) 1,6605 10-24 (g/u) = 1,9926 10-23 (g)
Utilizzando dunque come fattore di conversione (approssimato) 1,6605 10-24 g/u è possibile
trasformare le masse relative (espressi in u) in masse assoluti (espresse in g).
Aa (g) = Ar (u) 1,6605 10-24 (g/u)
Se osserviamo attentamente la tavola periodica quasi tutte le masse relative degli elementi sono
espresse da numeri con la virgola. Perché? Tutti gli elementi sono formati da miscele di isotopi, ad
35
37
esempio il Cloro ha due isotopi: Cloro-35 ( 17 Cl ) e Cloro-37 ( 17 Cl ). Se essi fossero presenti in natura
con le medesime percentuali, la massa atomica relativa del Cloro sarebbe di 36 u. In realtà su 100
atomi di Cloro, 75 sono di Cloro-35 e 25 sono di Cloro-37. Per calcolarla la massa atomica media
dobbiamo dunque calcolare non una media semplice, ma una media che tenga conto della loro
diversa frequenza, cioè loro diverso ‘peso’ (inteso come percentuale), appunto una media
ponderata o pesata.
ArCl = 35 ⋅ 0,75 + 37 ⋅ 0,25 =
35 ⋅ 75 + 37 ⋅ 25
= 35,5u
100
Le masse atomici relativi che compaiono nella tabella periodica possono essere utilizzati per
determinare le masse molecolari relative Mr (nel caso di formule minime si parla di massaformula). Per determinare la massa molecolare relativa di un composto è sufficiente sommare le
masse atomiche di tutti gli elementi che compaiono nella formula, ciascuno moltiplicato per il
rispettivo indice. Ad esempio per l’solforico H2SO4 è pari a:
MrH 2 SO4 = 2 ArH + ArS + 4 ArO = 2 ⋅ 1 + 32 + 4 ⋅ 16 = 98u
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Chimica generale, La struttura della materia
Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato
spettrometro di massa
Figura 14. Spettrometro di massa
La mole
Abbiamo visto che gli atomi sono piccolissimi, le loro masse assolute sono dell’ordine di grandezza di
10-24 grammi, ma gli oggetti hanno masse molto più grandi perché li atomi sono moltissimi
Se tu fossi un chimico, che grandezza utilizzeresti per contare quanti atomi partecipano ad esempio ad
una reazione: la loro massa? il loro numero? Utilizzando la massa non riusciresti a sapere quante
particelle sono in gioco cioè mancherebbe la corrispondenza tra livello osservabile e livello atomico,
utilizzando il numero di particelle avresti numeri enormi e non riusciresti a cogliere le reali quantità in
gioco. L’unità di misura Mole, simbolo mol, permette di conoscere quanti atomi di ciascun elemento
sono contenuti in una certa quantità di materia e viceversa. E’ un ponte tra il livello macroscopico e il
microscopico. La mole è una delle sette unità di misura fondamentali del sistema di misura
internazionale (SI),per la quantità di sostanza: simbolo mol.
Definizione:
La mole è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari quanti sono gli
atomi in 0.012Kg di Carbonio 12: C126. Il suo simbolo è mol.
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Chimica generale, La struttura della materia
Quanti atomi contiene una mole?
NA =
0,012kg
kg = 6,022 141 99 ⋅ 10 23
1,9926482.10 − 26
NA prende il nome di “numero” di Avogadro: in realtà il chimico italiano non ne determinò il valore: nella
sua ipotesi egli si limitò a parlare di numero uguale di molecole diverse. Fu solo più tardi, grazie ai lavori di
Loschmidt (1821-1825) e Perrin (1870-1942) che si riuscì a fornire una prima stima di questo valore. In
particolare fu quest'ultimo che, in un suo articolo del 1909 sul moto browniano delle molecole, propose di
battezzare col nome di Avogadro questa costante universale in riconoscimento postumo al contributo del
chimico torinese. Tra i vari metodi sperimentali che hanno permesso di determinare il valore della
costante di Avogadro si potrebbe citare quello che fa uso della diffrazione a raggi X su cristalli singoli. Con
tale tecnica, ad esempio, si possono determinare sperimentalmente le dimensioni del reticolo ionico di un
cristallo di cloruro di sodio. Conoscendo poi la massa molare, la densità e la formula chimica della sostanza
è possibile risalire alla costante di Avogadro con un semplice calcolo Se cambia la scala delle masse
atomiche relative, così come le masse molari, cambia anche il valore del “numero” di Avogadro che.,
nonostante il suo nome, non è un numero puro, ma una costante dimensionale che rappresenta il numero
di entità elementari presenti in una mole.
Il numero di Avogadro è comunque un numero “enorme”: una mole di zaini pieni di libri (peso circa 10 kg)
equivale a 60 10 23 chilogrammi , pari all’intera massa della terra; una mole di atomi di idrogeno messi in
fila formerebbe un filo talmente lungo da avvolgere milioni di volte l’intero globo terrestre. Abbiamo visto
che gli atomi sono piccolissimi, le loro masse assolute sono dell’ordine di grandezza di 10-24 grammi, ma
tutti gli oggetti hanno masse molto più grandi perché li atomi che li formano sono moltissimi.
NA= 6,022 10 23 numero entità elementari/mol
La mole si può paragonare ad una dozzina, se andiamo a comprare le uova e ne chiediamo una
dozzina ce ne vendono sempre 12 sia che siano grandi o piccole, di gallina o di anitra. Possiamo
parlare di una mole di molecole, saranno sempre 6,022 10 23. Se consideriamo una mole di ioni o di
elettroni: il loro numero ed di conseguenza la loro carica complessiva corrisponde ad una quantità
fissa di carica elettrica (il Faraday = 96.485,34 C). Una conseguenza del principio di Avogadro è che
un medesimo numero di moli di una qualsiasi sostanza gassosa occupano sempre il medesimo volume
(a pressione e temperatura costanti). Infatti se ‘volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e P
contengono lo stesso numero di particelle’, allora deve anche essere vero che “gas che contengono lo stesso
numero di particelle devono occupare lo stesso volume”. Se ne deduce pertanto che 1 mole di un qualsiasi
gas, contenendo sempre lo stesso numero di particelle (il numero di Avogadro) deve occupare sempre
il medesimo volume ed in particolare, a 0°C e alla pressione di 1 atm (condizioni standard) occupa un
volume pari a 22,414 l, detto volume molare standard
Tipo di particella
O atomo
Massa atomica
molecolare
Ar o Mr
15.9994u
o Massa molare g/mol Numero
MM
particelle/mol
N
15.9994 g/mol
6.023 1023
N atomo
14.0067u
14.0067 g/mol
6.023 1023
H2O molecola
18.016u
18.016 g/mol
6.023 1023
H2SO4 molecola
98.08u
98.08 g/mol
6.023 1023
Tabella 11. Atomi e molecole a confronto
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di
Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
La massa molare
Abbiamo dette che la mole è una grandezza molto utile ai chimici perché permette loro di poter
lavorare su quantità fisse di particelle senza doverle contare. Ma come fare in laboratorio per avere una
mole di atomi idrogeno o di molecole di idrogeno o di atomi di ossigeno? Massa di una mole
(kg/mol)=massa (kg) di una entità elementare *6,022 10 23 (mol-1). Massa di una mole di atomi di
idrogeno= 1,673 10-22 kg*6,022 10 23 (mol-1)=1.0075 10-3 kg/mol= 1,0075 g/mol. Massa di una mole di
molecole di ossigeno= 16*1,673 10-22*6,022 10 23 (mol-1)=
La massa molare risulta diversa per ogni sostanza: le diverse unità elementari hanno masse diverse,
prendendone sempre nello stesso numero , ad esempio il numero di Avogadro, i rapporti tra le masse
delle diverse sostanze saranno pari ai rapporti tra le rispettive masse atomiche o molecolari.
paragoniamo la mole ad una dozzina, immaginiamo che un uovo di struzzo pesi 10 volte quello di
gallina, una dozzina di uova di struzzo peserà 10 volte una dozzina di uova di gallina: così se il l’atomo
di Ossigeno pesa 16 volte più di quello di idrogeno, una mole di atomi di ossigeno peserà 16 volte una
mole di atomi di idrogeno.
La massa molare di una sostanza misurata in grammi corrisponde è numericamente
uguale alla massa molecolare relativa.
Calcoliamo la massa di una
mole di acqua. La massa relativa
della H2O è
MrH 2O = 2.1 + 16 = 18u
l'acqua ha una massa molecolare
di 18 e quindi una massa molare
di 18 g mol-1.
Calcoliamo la massa di una
mole di anidride carbonica CO2.
La massa relativa della CO2 è
MrCO2 = 12 + 2 ⋅ 16 = 44u
dunque 1 mole di CO2
corrisponde ad una quantità di
L’analisi chimica di una sostanza fornisce in genere la composizione,
espressa come percentuale di elementi chimici in essa presenti.
Utilizzando questi dati analitici è possibile assegnare al composto una
formula minima, detta anche formula empirica, formula grezza o
formula bruta. Tale formula indica il minimo rapporto di
combinazione tra gli elementi. Essa potrebbe descrivere
adeguatamente la sostanza soprattutto se il composto è ionico, es
NaCl, mentre potrebbe anche non farlo per un composto molecolare,
ad esempio potremmo trovare che in un composto formato da
carbonio, idrogeno, ossigeno il rapporto tra i diversi elementi è 1:2:1,
la formula minima sarà CH2O. Per ottenere la formula molecolare
bisogna conoscere la massa molecolare del composto stesso, che
potrebbe essere CH2O (aldeide formica), ma anche C6H12O6
(glucosio),nel primo caso Mr = 30 , nel secondo Mr = 180
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
anidride carbonica pari a 44g.
Calcoliamo la massa molecolare H2SO4:= 2×1,008 + 32,066 + 4×15,999 = 98,078u
Possiamo ora risolvere alcuni semplici problemi: la massa molare di una sostanza è un fattore di
conversione che ci permette di trasformare una quantità di sostanza espressa mediante il suo peso W,
nell’equivalente numero di moli n e viceversa.
Dai grammi alle moli
Se abbiamo G grammi di una sostanza e vogliamo sapere a quante moli corrispondono dobbiamo
dividere W per la massa di una mole, cioè per la Massa molare.
n (mol ) =
G( g )
MM ( g / mol )
Esempio: quante moli di acqua sono presenti in 35 g di H2O
La massa relativo della H2O è MrH 2O = 2 ⋅ 1u + 16u = 18u , la sua Massa molare sarà 18 g/mol. Il
numero di moli contenuto in 35 g di acqua sarà quindi pari a
nH 2O =
GH 2O
MM
=
H 2O
35 g
= 1,94mol
18 g / mol
Dalle moli ai grammi.
Se vogliamo calcolare quanti grammi pesa un determinato numero di moli di una sostanza, dobbiamo
moltiplicare il numero n di moli per i la massa di una mole, cioè per la massa molare.
G ( g ) = n (mol ) ⋅ MM ( g / mol )
Quanto pesano 5 moli di anidride carbonica CO2.
La massa relativa della CO2 è MrCO2 = 12u + 2 ⋅ 16u = 44u e di conseguenza la sua massa molare 44
g/mol. La massa di 5 moli sarà quindi pari a
GCO 2 = nCO2 ⋅ MM CO2 = 5mol ⋅ 44 g / mol = 220 g
Quanto pesa un atomo di cloro?
La massa molare di Cl= 35,5 g/mol, 1 mole di atomi di cloro contiene NA=6,022.1023 tomi
Cl =
35,5 g/mol
= 5,90 ×10-23 g/atomo
23
6,022 ×10 atomi/mol
Introduzione alla Stechiometria
La stechiometria dal greco στοιχειον = elemento, sostanza fondamentale) è quella parte della chimica
che permette ai chimici di fare “quattro conti” ad esempio determinare la composizione percentuale e
la formula di un composto oppure determinare le quantità delle diverse sostanze che intervengono in
una reazione chimica. Cerchiamo di risolvere i primi due problemi. Nota la composizione percentuale
di un composto è possibile determinarne la formula.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Dai rapporti di combinazione (in grammi) alla formula minima
Primo esempio
300g di un composto di Sodio, Zolfo e Ossigeno contengono 97,2 g di Sodio e 67,5 g di Zolfo.
Determinarne la formula minima. Il numero di moli contenute in 97,2 g di Sodio è:
n Na =
G Na
97,2 ( g )
=
= 4,23 (mol)
MM Na 23 (g/mol)
Il numero di moli contenute in 67,5 g di Zolfo è
nS =
GS
67,5 ( g )
=
= 2,11 (mol)
MM S 32 (g/mol)
Il numero di moli contenute nei rimanenti 135,3 g di Ossigeno è
nO =
GO
135,3 ( g )
=
= 8,46 (mol)
MM O 16 (g/mol)
Il rapporto numerico di combinazione tra gli elementi è dunque Na/S/O = 4,23/2,11/8,46. Per ottenere
un rapporto espresso in numeri interi dividiamo tutto per il più piccolo numero di moli ottenuto
(2,11). Si ottiene così Na/S/O = 2/1/4. La formula cercata è Na2SO4.
Secondo esempio
Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula minima del
composto?
nN =
GN
GO
0,483 ( g )
1,140 ( g )
=
= 0,0345(mol) nO =
=
= 0,069(mol)
MM N 14 (g/mol)
MM O 16 (g/mol)
Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il
più piccolo tra quelli ottenuti prima cioè per 0,0345
nO =
0,0345
0,069
=1
= 2 nN =
0,0345
0,0345
La formula empirica è NO2. Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe
essere: N2O4 oppure N3O6.
Dalla formula minima alla formula molecolare
La massa molecolare dell’acido ossalico, contenuto in molti vegetali, è 90 u, la sua formula empirica
CHO2: qual è la formula molecolare?
La massa corrispondente alla formula minima è: 12u+1u+2.16u=45u
Il rapporto tra le due formule è: 90/45=2
La formula molecolare sarà: C2H2O4
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Chimica generale, La struttura della materia
Dalla composizione percentuale alla formula molecolare
Primo esempio
L’analisi qualitativa e quantitativa di un composto di Massa molecolare pari a 180 u ha fornito i
seguenti risultati 40% di Carbonio, 6,6% di Idrogeno e 53,4% di Ossigeno. Determinare la formula
molecolare :
100 g di composto saranno costituiti da 40g di C, 6,7g di H e 53,3g di O. Calcoliamo il numero di moli
presenti
nC =
GC
40 ( g )
=
= 3,3 (mol)
MM C 12 (g/mol)
nH =
GH
6,6 ( g )
=
= 6,6 (mol)
MM H 1 (g/mol)
nO =
GO
53,4 ( g )
=
= 3,3 (mol)
MM O 16 (g/mol)
Il rapporto di combinazione è C/H/O = 3,3/6,6/3,3 =1/2/1.
La formula minima sarà C1H2O1, che corrisponde ad una massa per la formula minima pari a 30 u.
Calcoliamo ora il rapporto tra la massa molecolare ed la massa della formula minima, 180/30 = 6. Ciò
significa che la formula molecolare può essere ottenuta moltiplicando per 6 tutti gli indici della
formula minima: C6H12O6
Dalla formula alla composizione percentuale
Calcolare che percentuale di Ferro è presente nei composti FeS2 ed Fe2O3.
La massa molare del solfuro di ferro è
MM FeS2 = MM Fe + 2 MM S = 55,85 + 2 ⋅ 32,06 = 121,05 g/mol
La percentuale di Ferro in esso presente è 55,85/121,05 = 0,46 pari al 46%.
Il peso molare dell’ossido ferrico è
MM Fe2O3 = 2 MM Fe + 3MM O = 2 ⋅ 55,85 + 3 ⋅ 16,00 = 159,70 g/mol
La percentuale di Ferro in esso presente è 111,70/159,70 = 0,70 pari al 70%.
Alcune semplici reazioni chimiche: bilanciamento
In una reazione chimica si parte da alcune specie chimiche, i reagenti per ottenerne altre ,
dette prodotti di reazione.
Ciò avviene essenzialmente perché alcuni legami che tenevano uniti gli atomi nelle sostanze reagenti
si spezzano e si riformano secondo nuove combinazioni.
La qualità e la quantità dei prodotti che è possibile ottenere partendo da determinati reagenti
dipendono dal tipo di reazione e dalle condizioni in cui essa si verifica. In tutte le trasformazioni
chimiche rimangono invariate alcune grandezze: la massa, la carica ed il numero di atomi presenti in
base al principio di Lavoisier della conservazione della materia (nulla di crea, nulla si distrugge).
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Chimica generale, La struttura della materia
Come si scrive una reazione?
Al primo membro troviamo le formule dei reagenti, mentre al secondo membro le formule dei
prodotti di reazione, separate tra loro dal segno di addizione (+). Il segno di eguaglianza tra i due
membri (=) viene sostituito dalla freccia di reazione (→), se la reazione si completa e tutti i reagenti si
trasformano nei prodotti o dalla doppia freccia di reazione , se si tratta di un equilibrio chimico e la
reazione forma una miscela in
equilibrio in cui sono presenti sia i
"In una reazione chimica, la somma dei pesi dei reagenti è
reagenti sia i prodotti. I simboli e le
sempre uguale alla somma dei pesi dei prodotti di
formule chimiche
mettono in
reazione".
evidenza
i
cambiamenti
che si
Questa legge che governa tutte le reazioni chimiche fu
verificano nel passaggio da reagenti a
annunciata da Atoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) nel
prodotti.
suo trattato di Chimica elementare. Nel 1715 il chimico
tedesco G.E.Stahlaveva introdotto il concetto di flogisto o
principio infiammabile per giustificare questo strano
comportamento. Fino a tutto il '600 il fatto che durante il
processo di fusione dei metalli all'aria una parte di essi
bruciava trasformandosi in scoria simile alla calce
(calcinazione), con aumento di peso, non trovava
spiegazione. Così come non ci si spiegava come le scorie,
scaldate con carbone, riformassero il metallo di partenza,
perdendo peso. Stahl ipotizzò dunque l'esistenza di un
fluido, detto appunto flogisto, avente la proprietà di togliere
peso alla materia che lo conteneva. Sottoponendo il metallo
a riscaldamento , il flogisto abbandonava la materia
restituendo ad essa peso.
Lavoisier grazie all’utilizzo del metodo sperimentale e di
accurati strumenti di misura pesando accuratamente
reagenti e prodotti di reazione, Lavoisier dimostrò che le
calci (ossidi) derivate dalla fusione dei metalli all'aria,
pesano di più dei metalli di partenza perché sono
combinazioni del metallo con l'ossigeno atmosferico,
portando al definitivo abbandono della teoria del flogisto
Es: HCl + NaOH→ NaCl+H2O
H2+ I2 →2HI (mettere doppia freccia)
Il coefficiente stechiometrico
è il numero che precede le
formule: esso specifica il
numero di atomi o di
molecole di ciascuna specie
chimica che partecipa alla
reazione.
La determinazione dei coefficienti
stechiometrici
costituisce
il
bilanciamento
della
reazione.
Bilanciare una reazione significa
scegliere opportuni coefficienti per i
quali è necessario moltiplicare le
formule delle specie chimiche che
partecipano alla reazione, affinché
ogni elemento compaia a sinistra e a
destra del segno di reazione con il
medesimo numero di atomi, cioè
applicare il principio di Lavoisier
Una reazione in cui i diversi elementi sono presenti nello stesso numero di atomi è
bilanciata e prende il nome di equazione chimica.
Per bilanciare una reazione non vi sono regole precise, ma in genere è opportuno seguire i consigli che
seguono.
Bilanciare prima gli atomi contenuti in una sola sostanza nei reagenti e nei prodotti. Quando
uno dei reagenti o dei prodotti esiste come elemento libero, bilanciare questo elemento per
ultimo.
Si può iniziare dagli atomi di elementi che compaiono in un minor numero di specie chimiche
(in genere l’ossigeno e l’Idrogeno sono molto diffusi e si bilanciano rispettivamente per ultimo
(O) e penultimo (H)).
Se, bilanciando un elemento, si modifica qualche altro elemento, si procede subito al suo
bilanciamento.
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Bilanciamo ad esempio la seguente reazione
Fe2(CO3)3 + HNO3 → Fe(NO3)3 + H2CO3
Iniziamo bilanciando il ferro, poiché vi è un atomo di Fe tra i prodotti di reazione e 2 tra i reagenti,
moltiplichiamo per 2 il nitrato Fe(NO3)3 ponendogli davanti un coefficiente "2".
Fe2(CO3)3 + HNO3 → 2Fe(NO3)3 + H2CO3
ma così cambia il numero di atomi di azoto tra i prodotti di reazione: diventano 3+2= 6. Poiché tra i
reagenti vi è un solo atomo di azoto, poniamo un coefficiente "6" davanti all'acido nitrico HNO3
Fe2(CO3)3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + H2CO3
Ora sia il Ferro che l'azoto sono bilanciati. Manca il carbonio. Vi sono 3 atomi di carbonio tra i reagenti
e 1 tra i prodotti di reazione. Mettiamo quindi un coefficiente "3" davanti all'acido carbonico
Fe2(CO3)3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2CO3
Contiamo gli atomi di idrogeno: 6 tra i reagenti, 6 atomi tra i prodotti. L'idrogeno è bilanciato.
Verifichiamo l'ossigeno. 27 atomi tra i reagenti, 27 tra i prodotti di reazione: va bene.L'equazione è
bilanciata.
Nel caso della reazione appena bilanciata possiamo ad esempio affermare che una molecola di
carbonato ferrico Fe2(CO3)3 necessita di 6 molecole di acido nitrico HNO3 per reagire e che da tale
reazione si producono 2 molecole di nitrato ferrico Fe(NO3)3 e 3 di acido carbonico H2CO3.
Attenzione al numero di atomi ed alle parentesi ! Es. Fe2(CO3)3 in ci sono 3x3=9 atomi di
O (ossigeno)
Altro esempio.
Bruciano all’aria il metano, componente principale del gas naturale dà origine alla seguente reazione:
CH4+O2 →CO2+H2O
Cominciamo dal carbonio (1 e 1, va già bene), passiamo agli idrogeni: 4 tra i reagenti, 2 tra i prodotti,
moltiplichiamo per 2 la molecola di H2O:
CH4+O2 →CO2+2H2O
Bilanciamo l’ossigeno, moltiplicando per 2 O2:
CH4+2 O2 →CO2+2H2O
Controlliamo il tutto: la reazione è bilanciata.
Possiamo aggiungere all’equazione chimica altre informazioni utili, ad esempio lo stato di
aggregazione delle diverse sostanze, mettendo sotto ogni formula i simboli:
s(solido), (l) liquido, (g) gas), (aq) soluzione acquosa.
Esempio:
CH4(g) +O2(g) →CO2(g) +2H2O(g)
In questa reazione tutti i reagenti ed i prodotti sono allo stato gassoso.
Calcolo delle quantità che intervengono in una reazione
In una reazione bilanciata i coefficienti corrispondono ai rapporti numerici tra specie chimiche che vi
partecipano.
As esempio nell’ equazione 3H2 + N2 → 2NH3 il rapporto numerico di reazione tra Idrogeno e Azoto è
pari a 3:1. Il rapporto tra Idrogeno ed ammoniaca è invece di 3:2. I coefficienti stechiometrici non
rappresentano solo il numero di molecole, ma anche il numero di moli che reagiscono. Sappiamo
dalla matematica che in un’eguaglianza possiamo moltiplicare entrambi membri per uno stesso
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Chimica generale, La struttura della materia
numero, senza cambiamenti: moltiplichiamo entrambi i membri della reazione per la formazione
dell’ammoniaca per il numero di Avogadro, abbiamo:
NA (3H2 + N2) = NA (2NH3) cioè : 3 NA H2 + 1 NA N2 = 2NA NH3
ma per la definizione di mole: 1 Numero di Avogadro di molecole di Azoto costituiscono una mole di
Azoto, 3 numeri di Avogadro di molecole di Idrogeno costituiscono 3 moli di Idrogeno e 2 numeri di
Avogadro di molecole di Ammoniaca costituiscono 2 moli di Ammoniaca.
Possiamo concludere che i rapporti numerici precedentemente individuati tra i coefficienti
stechiometrici non sono solo rapporti molecolari, ma anche rapporti molari. In altre parole per ogni 3
moli di Idrogeno reagisce 1 mole di Azoto per dare 2 moli di Ammoniaca.
Calcolo delle moli delle diverse sostanze che si combinano tra loro.
Quante moli di Idrogeno e quante di Azoto devo far reagire per ottenere 0.5 moli di Ammoniaca.
n
n
Il rapporto numerico tra Idrogeno e Ammoniaca è H2 / NH3 = 3/2.
Se x è il numero di moli di Idrogeno necessarie per produrre 0,5 moli di Ammoniaca, impostiamo la
seguente proporzione
3 mol : 2 mol = x : 0,5 mol
n
che risolta ci da x = H2 = 0,75mol
Eseguiamo lo stesso calcolo per l’Azoto, osservando che il suo rapporto numerico con l’ammoniaca è
n N 2 n NH3
/
= 1/ 2. Impostiamo quindi la proporzione
n
1 mol : 2 mol = x : 0,5 mol cioè x = N 2 = 0,25 mol
Utilizzando la massa molare possiamo facilmente passare dalle moli delle diverse sostanze che
partecipano ad una reazione ai rispettivi grammi.
Calcolo delle masse delle diverse sostanze che reagiscono
Di quanti grammi di Idrogeno e di Azoto abbiamo bisogno per sintetizzare 100 g di Ammoniaca?
3 moli di idrogeno molecolare H2 danno 2 moli di NH3. Considerando le rispettive masse molari
3.2: 2.17=x:100 cioè 6 : 34 = x : 100
il risultato è: x = 17,65 g di H2. Poiché vi sono solo due reagenti ed il loro peso complessivo deve essere
pari al peso dei prodotti (100 g), la quantità di Azoto che reagisce sarà 100g –17,647g = 82,353g.
Calcolo dei volumi di gas che si sviluppano in una reazione
Data la reazione: C(s) + H2O(g) → H2(g) + CO(g) usata per la produzione industriale di Idrogeno,
calcolare quale volume (a condizioni standard di temperatura e pressione) d’Idrogeno e di monossido
di Carbonio si possono ottenere facendo reagire 1000 g di Carbonio con vapor d’acqua
Ricordiamo che 1 mole di un qualsiasi gas a 0°C e alla pressione di 1 atm (condizioni standard) occupa
sempre un volume pari a 22,414 l, detto volume molare standard.
1000 grami di Carbonio corrispondono a:
nC =
GC
1000 ( g )
=
= 83,3 (mol)
MM 12 (g/mol)
83,3 22,414=1867 litri
Se in una reazione i reagenti non sono presenti in proporzioni stechiometriche cioè pari a quelle tra le
loro masse molari, uno di essi sarà presente in quantità troppo bassa e non permetterà agli altri di
reagire completamente. Tale reagente è detto reagente limitante, mentre gli altri sono detti
reagenti in eccesso. Il reagente limitante, che è presente in difetto rispetto al corretto rapporto
stechiometrico, reagisce completamente, i reagenti in eccesso rimangono in parte inalterati alla fine
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della reazione. Anche la quantità di prodotti di reazione che si genera dipende dalla quantità di
reagente limitante
Individuare il reagente limitante e calcolare quanto di esso rimane inalterato
alla fine della reazione.
Quanti grammi di ammoniaca si sintetizzano facendo reagire 15 g di Idrogeno con 45 g di Azoto?
Il rapporto stechiometrico Idrogeno/Azoto è 3/1 cioè 3 moli di H2 (6 g)e una mole di N2 (28 g). Con 15
grammi di Idrogeno si possono combinare X di azoto
6g : 28g = 15g : x
x = 70 g di Azoto, una quantità superiore a quella disponibile (45 g). L’Azoto è quindi il reagente
limitante.
Le quantità di tutte le altre specie chimiche che partecipano alla reazione devono essere calcolate
partendo dalla quantità di Azoto.
Calcoliamo quanto Idrogeno reagisce
6g : 28g = x : 45g
x = 9,6 g di Idrogeno
La quantità di Ammoniaca che si forma può essere calcolata sommando le quantità dei due unici
reagenti 35 + 9,6 = 44,6 g di Ammoniaca.
In molti casi le reazioni non si completano ed i prodotti di reazione si formano in misura inferiore a
quanto consentirebbero i reagenti presenti. In tal caso è possibile calcolare una resa percentuale della
reazione come rapporto tra la quantità di prodotto realmente ottenuta e la quantità di prodotto
stechiometrica.
Resa di una reazione
Facendo reagire 30 g di Idrogeno e Azoto in eccesso si ottengono 136g di Ammoniaca. Calcolare la resa
della reazione.
L’Azoto in eccesso garantisce all’Idrogeno la possibilità di reagire completamente. La quantità teorica
di Ammoniaca che si può sintetizzare si calcola attraverso una proporzione impostata sul rapporto
ponderale Idrogeno/Ammoniaca = 6/34
6g : 34g = 30g : x , x = 170g di Ammoniaca
La resa della reazione è pertanto
136
⋅ 100 = 80%
170
In laboratorio
1. Studiamo la reazione tra zolfo e rame.
Cosa serve
Polvere di rame, polvere di zolfo, vetrini d’orologio,
bilancia tecnica o analitica, 3 becker.
Cosa si fa
Pesa con la bilancia due campioni da o, 5 grammi e
uno da 1 grammo di rame, due campioni da o, 5
grammi e uno da 1 grammo di zolfo.
Pesa i 3 becker vuoti
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Chimica generale, La struttura della materia
introduci i campioni: nel primo becker 0.5g Cu + 0.5g S , nel secondo 1g Cu + 0.5g S, nel
terzo0.5g Cu + 1g S.
Pesa di nuovo i becker
Il Rame (rosso) e lo Zolfo (giallo) si combinano tra loro a temperatura ambiente per dare
solfuro di Rame, una sostanza dal colore grigio scuro. Cerca di fare delle previsioni
relativamente alle quantità con cui si combineranno i due elementi nei rapporti di seguito
indicati, cercando di immaginare cosa si troverà nei becher a reazione avvenuta. Verifica la
corrispondenza delle attese con i prodotti effettivamente ottenuti con l’aiuto della bilancia e
completa la tabella.
Prepara un altro campione con quantità scelte da te
CAMPIONE
Peso becker
vuoto
Peso becker +
Cu+ S
Peso becker dopo la
reazione
Risultato atteso
Osservazioni
0.5g Cu +
0.5g S
1g Cu + 0.5g S
0.5g Cu + 1g S
→
ALTRO
2. Determiniamo il numero di Avogadro
Il metodo si basa sul calcolo del rapporto tra il volume molare dell’acido oleico, presente nell’olio
d’oliva, ed il volume di una singola molecola di acido oleico. se lasciamo cadere una goccia di olio sulla
superficie dell’acqua essa si espande in modo simmetrico formando una macchia “rotonda”: la
macchia è formata da un cilindro di olio che diminuisce di altezza man mano che si allarga. Quando
non si allarga più si è formato uno strato monomolecolare di olio; avente come altezza le dimensioni
della molecola. Conoscendo il peso atomico dell’acido oleico e la sua densità, è possibile risalire al
numero di Avogadro (come ordine di grandezza).
Materiale occorrente:
due matracci tarati da 100 cm3, una pipette graduate da 5 e 1 cm3, 2 contagocce, una vaschetta o una
bacinella di circa 50 cm di diametro, un righello da 30 cm, acido oleico (puro per analisi; MM =282
g/·mol-1) con densità=0,873 g/ cm3, , pentano, talco
Cosa fare
Preparare una soluzione di acido oleico che sia in grado di formare una macchia di circa 12-15 cm di
diametro. Pesare 0,873 g di acido oleico e trasferirlo in un matraccio tarato da 100 cm3, portare a
volume con pentano. Diluire ulteriormente: prelevare 1 cm3 di soluzione, metterlo in un altro
matraccio da 100 cm3 e portare a volume con pentano
Preparate la vaschetta con l’acqua; aspettate che sia perfettamente ferma e versate la polvere di talco in
modo da ottenere uno strato sottilissimo e uniforme
Usando una pipetta prelevate 0,1 cm3 di soluzione di acido oleico e lasciarla cadere al centro della
bacinella, in modo da ottenere una “macchia” dai contorni quanto più regolari possibile.
Aspettare fino a quando la “macchia” si stabilizza e quindi misurate il suo diametro in 2 o 3punti,
facendone poi la media (d). Il raggio della macchia è dato da r = d/2
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Chimica generale, La struttura della materia
Conoscendo il raggio della macchia (r) ed il volume di acido oleico usato (Vac. oleico), si risale prima
alla superficie (S = pigreco.r2) e poi all’altezza delle molecole (h = V/S).
Conoscendo la densità dell’acido oleico (d = 0,87 g·/cm-3)e tenendo conto della diluizione la massa
dell’acido oleico è: 8,73 10-6 e quindi il volume V= m/d= 8,73 10-6 / 8,73 10-1= 10-5 cm3)
Immaginiamo che il diametro della macchia sia 10 cm, il raggio 5 cm. L’area della macchia di acido
oleico sarà: S=3,14. 25=78,5 cm2
Immaginando la macchia come un cilindro l’altezza sarà h=10-5 cm3/78,5 cm2=1,27 cm-7
raggio
5
S= area della Volume
macchia
Acido oleico
25.3,24=78,5
10-5 cm3
h=Volume acido/ S
Volume molare
1,27 10-7cm
316,29 cm3/ mol-1
Il volume di una mole di acido oleico sarà:
MM/d = 282,45 g/·mol-1/0,873 g/ cm3=316,29 cm3/ mol-1
Prima di continuare i calcoli, dobbiamo immaginare per la molecola di acido oleico una forma
Caso del cubo:
Volume molecola= h3 = (1,27 10-7)3 =2,05 10 -21 cm3
N = Vmolare/ Vcubo
N = Vmolare / Vcubo = 316,29 /2,05 10 -21=1,54 10 23mol-1
Caso della sfera:
Volume molecola= 4/3 pigreco (h/2)3=4,18. 1,076 10 -21 = 4,5 10 -21
N = Vmolare / Vsfera=316,29/4,5 10 -21=7 10 23mol-1
I due risultati ottenuti, considerando l’elevatissimo valore del numero di Avogadro N pari a6,02·1023,
si possono ritenere accettabili; tuttavia ripetendo la prova più volte ed eseguendo la media dei risultati
si può ottenere un valore ancora più vicino a quello reale.
Per la verifica
Domande aperte
1. Bilancia le seguenti reazioni
1. NaCl + H2SO4 N a2SO 4 + H C l
2. NaF + Mg(OH)2 M gF2 + N aO H
3.
Al(OH)3 + H3PO4 + AlPO 4 + H 2O
4. AgNO3 + FeCl3 AgC l + Fe(N O 3)3
5. Al(OH)3 + HCN Al(C N )3 + H 2O
6. SO2 + O2 → SO3
7.
H2 + O2 → H2O
8. KClO → KCl + KClO3
9. CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2
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2. Calcola le massa molecolari relative ed assolute dei seguenti composti:
H2SO4 , H2O , K2SO4, FeSO4 , (NH4)2SO4 , CO, KBr , Br2 , SO2 , Na2CO3 , KNO3 , Na2CrO4,
CO2 , KNO2, MnO2, MnSO4 , Fe2(SO4)3
3. La massa atomica di un elemento in u spesso non è un numero intero, ma dotato di decimi diversi
da zero, nonostante sia formato da un numero intero di protoni, neutroni ed elettroni; come spieghi
questa anomalia?
4. Qual è la particella nucleare più pesante?
5. Quante molecole ci sono in 5 g di HCl?
6. Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl3 ?
Vero/Falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Falso
Il numero di neutroni in un atomo è pari al numero di massa
Il numero atomico in un atomo è uguale alla somma del numero di protoni e del
numero di elettroni
Il numero di protoni in un atomo è detto numero atomico e si indica con la
lettera Z
In un atomo neutro ci sono Z protoni e Z elettroni
Una mole di sostanza corrisponde ad un quantitativo i n grami pari alla massa
molecolare
La costante di Avogadro è un numero puro
Scelta multipla
1. I due ioni Ca ++ (calcio con due cariche positive) e S- - (zolfo con due cariche negative) hanno in
comune
a)il numero atomico
b) il numero di protoni
c) la massa
d) il numero di elettroni
2. Neon e Argon sono entrambi gas monoatomici. Se ne consideriamo volumi uguali (alla stessa
pressione e temperatura), la massa del primo è circa metà di quella del secondo. Di conseguenza, la
massa atomica del Neon è:
a) uguale a quella dell’Argon
b) il doppio di quella dell’Argon
c) la metà di quella dell’Argon
d) non si può dire nulla di certo, perché si tratta di gas con diverso comportamento chimico
3. Una bombola contiene 28 g di Azoto (N2, MA= 14 u). Una seconda bombola uguale alla prima, nelle
stesse condizioni di temperatura e pressione, contiene 4 g di un gas incognito. Tale gas è:
a) He
b) F2
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c) H2
d) O2
4. Per quale delle seguenti coppie di composti non è valida la legge di Dalton?
a) NO2 e N2O3
b) P4O6 e P4O10
c) PH3 e NH3
d) H2SO3 e H2SO4
5. Per trasportare 6.023 ∙ 1023 molecole di sale da cucina (NaCl) è più adatto:
a) un cucchiaino da caffè
b) un cucchiaio da tavola
c) un autotreno con rimorchio
d) un treno merci con più di due vagoni
6. la figura rappresenta una miscela di atomi di S e di molecole di O2 in un contenitore chiuso
Quale diagramma mostra il risultato della reazione: 2S + 3O2 --> 2SO3
..........A........... ..........B............ ..........C............ ..........D............. ..........E...........
Perché?
Problem solving
1. Calcolare quante molecole sono contenute:
a) in una goccia d’acqua (pari a circa 0.50 ml)
b) in un cucchiaino di zucchero (pari a 5 grammi di saccarosio C12H22O11)
2. Calcola a quante moli corrispondono 100.00 g di ciascuno dei seguenti elementi:
a) Piombo (Pb)
b) Cloro (Cl2)
c) Ozono (O3)
d) Fosforo (P4)
3. Quanti grammi di Ossigeno occorrono per far reagire 100 g di metano?
La reazione (da bilanciare) è la seguente: CH4 + O2 ) →→ CO2 + H2O
4. Calcola a quante moli corrispondono 20.43 g di ciascuno dei seguenti composti:
a) HCl b) Na2O c) SO2 d) Al2O3
5. Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O
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Come è fatta la materia
Si possono vedere gli atomi?
Gli atomi sono piccolissimi: il raggio di un atomo di carbonio è circa 0,00000015 mm. Disegniamo un tratto
con la matita lungo 2 cm, largo un decimo di mm e spesso un centesimo, abbiamo 6 miliardi di miliardidi
atomi di carbonio. Nonostante la piccolezza degli atomi, i moderni microscopi elettronici "a effetto tunnel" o “a
forza atomica”possono renderli visibili. Altre tecniche permettono di riconoscerne indirettamente la presenza
(spettroscopia) e dedurne la disposizione spaziale (cristallografia). Gli atomi sono molto piccoli ma esistono.
Quando solleviamo una mela reggiamo il peso di una galassia di atomi. Quando udiamo il mormorio
dell’acqua percepiamo le onde d’urto di una grandissima quantità di molecole. Quando ci vestiamo ci
stendiamo addosso una trama di puntini pressoché infinitesimali. Ma come sono fatti realmente? I chimici
hanno elaborato diversi modelli e li hanno sottoposti al vaglio degli esperimenti.
I primi modelli atomici.
Abbiamo già anticipato a pag. che l’atomo è formato da particelle positive (protoni), neutre (neutroni) e
negative (elettroni). Come sono disposte le particelle che formano l’atomo?
Nel 1898 Thomson propose il primo modello della struttura dell'atomo, che paragonò ad una sfera di
materia caricata positivamente in cui gli le
cariche negative , gli elettroni (da poco
scoperti) erano immersi, come uvette nel
panettone.
Fig 16. Modello di Thomson
Il primo che sottopose a verifica
sperimentale il proprio modello atomico
fu Ernest Rutherford: secondo lui l’atomo
poteva essere paragonato ad un sistema
planetario, in cui gli elettroni (i pianeti)
ruotavano intorno ad un nucleo (il sole)
che conteneva protoni e neutroni Secondo
Rutherford l’atomo è in gran parte formato
da spazio vuoto: se il nucleo fosse
ingrandito
fino
a
raggiungere
le
dimensioni di un cane il più vicino
elettrone si troverebbe a 100 km e avrebbe
le dimensioni di un topolino. Se il nucleo
fosse grande come il Sole, l’elettrone si
troverebbe oltre Plutone, il più lontano dei
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Nel 1911 Rutherford fece un
esperimento per testare se fosse stato valido il modello
di Thomson. Bombardò un foglio di oro sottilissimo
formato da un solo strato di atomi con raggi alfa che
sono atomi di elio ionizzati, ciò aventi due cariche
positive perché privati degli elettroni. L'esperimento
dimostrò che i raggi alfa non erano quasi mai deviati,
ma attraversavano il foglio di oro e passavano oltre.
Solo l’uno per cento circa erano deviati dal foglio di
oro e lo erano in modo notevole (alcuni, addirittura,
venivano completamente. respinti Se l'atomo avesse
avuto una struttura omogenea, come sosteneva
Thomson laeparticelle alfa avrebbero dovuto
comportarsi tutte nello stesso modo, perché in
qualunque punto avessero colpito la lamina metallica
avrebbero trovato situazioni equivalenti. Immaginando
invece la carica positiva concentrata in uno spazio
piccolo (il nucleo) solo le particelle che si avvicinavano
ai nuclei Quelle che colpivano i nuclei venivano
respinte: queste ultime erano poche, perché il il nucleo
occupa una parte molto piccola rispetto allo spazio
occupato da un atomo e quindi la propabilitá che una
particella si dirigesse proprio contro un nucleo era
bassa.
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pianeti. Il rapporto tra il volume dell’intero atomo e quello del nucleo varia tra 10 000 e 100 000: il
diametro dell’atomo è circa 10- 8 cm, 1uello del nucleo 10- 13 cm
Fig 17 Esperimento e modello atomico di Rutherford
La luce: onda o corpuscolo?
La disputa intorno alla natura della luce nasce nel '600 e ed ha tra i protagonisti il grande Newton ed il
fisico olandese suo contemporaneo, C. Huygens 1629-1695.
Newton sostenitore della teoria atomica, riteneva che anche la luce fosse formata da particelle che
viaggiavano in tutte le direzioni in linea retta, soggette alle leggi della meccanica che, come egli stesso
aveva scoperto, governavano tutti i corpi materiali.
Huygens riteneva invece (Traitè de la lumiere, 1690) che la luce
fosse un fenomeno ondulatorio, simile alle onde sonore che
fanno vibrare l'aria o a quelle che increspano la superficie
dell'acqua. A favore della teoria ondulatoria, ad esempio, c’è il
fenomeno della rifrazione per cui un raggio luminoso quando
passa da una sostanza a un altra di densità diversa, subisce una
deviazione.
Facendo passare un raggio di luce solare bianca attraverso un
prisma questa si scompone nei diversi colori: si ha così uno
spettro continuo.
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Fig 18 Scomposizione della luce solare
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Secondo la teoria elaborata nell’ottocento dal fisico scozzese Maxell la luce è costituita da onde
elettromagnetiche, caratterizzata da una lunghezza (λ), pari alla distanza tra due creste successive e da
una frequenza pari al numero di oscillazioni che un’onda compie in un secondo.
λ
A
Lunghezza d'onda e Ampiezza
Fig 19. Caratteristiche di un’onda
L’insieme delle radiazioni elettromagnetiche prende il nome di spettro e comprende oltre
alla luce visibile (i diversi colori) i raggi infrarossi, le onde radio e Tv e nel campo delle onde
più corte del visibile gli ultravioletti, i raggi X e gamma.
Le onde elettromagnetiche che il nostro occhio riesce a vedere rappresentano solo una piccola porzione
dell'intero spettro, compresa tra λ = 0,7 µ (rosso) e λ = 0,4 µ (violetto). Noi percepiamo ciascuna
lunghezza d'onda all'interno di tale intervallo, detto spettro visibile, come un colore diverso. Quello a
maggior lunghezza d'onda è appunto il rosso, poi arancione, giallo, verde, blu e violetto quelli a
lunghezze d'onda via via minori. La frequenza è inversamente proporzionale alla lunghezza d’onda f=
c/λ dove c è la velocità della luce: 300 000 chilometri al secondo.
Oltre agli spettri di emissione continui in cui sono presenti tutte le diverse lunghezze d’onda, esistono
spettri a righe in cui si osservano solo righe nette colorate su sfondo nero, ogni elemento gassoso o reso
gassoso ha un proprio spettro di emissione a righe. Gli spettri di assorbimento si ottengono se si
interpone un gas tra la sorgente e lo spettroscopio così da poter vedere una o più righe nere su fondo
colorato.
Studiano lo spettro del corpo nero cioè di un corpo solido o gas compresso che riscaldato
emette uno spettro continuo, Max Planck agli inizi del novecento avanzò un’ipotesi
straordinaria: l’energia radiante non viene emessa e assorbita in modo continuo, ma per
piccolissime quantità finite e discontinue, dette quanti.
L’energia associata ad un quanto di frequenza ν è data da E=hνf, dove h è una costante chiamata costante
di Planck e f la frequenza ella radiazione. Dalla relazione appare evidente come un quanto di luce rossa
possa contenere meno energia di un quanto di luce violetta Nel 1905 Einstein applicò l’ipotesi di Planck
per spiegare l’effetto fotoelettrico ed ipotizzò che la luce fosse formata da “particelle” di energia dette
“fotoni”. Una lamina metallica, investita da radiazioni di frequenza sufficientemente elevata, si caricava
positivamente. La spiegazione del fenomeno è che la lamina emette elettroni. Per strappare questi
elettroni occorre dare loro “una spinta”con una radiazione avente un energia E=h.f uguale a quella che li
trattiene.
L’atomo di Bohr
Il modello planetario spiega alcune proprietà degli atomi, ma è in contrasto con i principi della fisica
secondo cui una carica in movimento , ad esempio un elettrone, genera un campo elettromagnetico, con
conseguente dispersione di energia:ruotando l’elettrone dovrebbe perdere energia fino al punto di
ricadere sul nucleo. Questo non succede e gli atomi molto stabili. Nel 1913 Bohr propose una modifica al
modello di Rutherford. Bohr affermò che gli elettroni si dispongono intorno al nucleo in strati o gusci
(orbite stazionarie o livelli energetici) e che ad ogni strato corrisponde un determinato livello
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“quantizzato” di energia, ciascuno caratterizzato da un numero detto numero quantico. Quando gli
elettroni sono su orbite con raggio r= L’atomo è stabile e gli elettroni non emettono né assorbono
energia. Un elettrone emette od assorbe energia elettromagnetica sotto forma di onde elettromagnetiche
solo se "salta" da un'orbita all'altra.
Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioé da un'orbita piú interna a
una piú esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantitá di energia corrispondente alla differenza
di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore,
l'elettrone emette una quantitá di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene
emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una relazione matematica fra i valori
della differenza di energia tra le orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni:
ENERGIA (joule)
-20
4,45 10
H
-20
6,06 10
H
-20
8,72 10
γ
serie di Pfund
(infrarosso lontano)
β
-19
1,36 10
H
-19
4
serie di Brackett
(infrarosso vicino)
α
2,42 10
n
7
6
5
3
serie di Paschen
(infrarosso vicino)
2
-19
5,45 10
serie di Balmer
(visibile)
-18
1
2,18 10
serie di Lyman
(ultravioletto)
Livelli energetici e transizioni elettroniche
Figura 22 Livelli energetici e “salti” di elettroni
E1 é l'energia dell'orbita sulla quale si trovava l'elettrone all'inizio, E2 é l'energia dell'orbita sulla quale si
trova alla fine, h é la costante di Planck, v é la frequenza della radiazione emessa o assorbita.
L'ipotesi di Bohr sulla struttura dell'atomo spiega quindi perché gli spettri di emissione degli atomi sono
spettri discontinui, a righe: ogni riga corrisponde a un ben determinato valore di energia, che a sua volta
corrisponde alla differenza di energia fra due orbite. Possiamo rendercene conto quando ci cade un poco
di sale sulla fiamma: si ha un caratteristico colore arancione. Gli atomi di sodio del sale assorbono energia
dalla fiamma: vengono “eccitati” e passano ad un livello più energetico: quando ritornano indietro
rilasciano l’energia che avevano assorbito come luce colorata.
Se si fornisce una quantità adeguata di energia, l’elettrone può”scappare via”dal nucleo di origine per
andare a disporsi intorno ad un altro nucleo. L’atomo diventa così uno ione con carica positiva se ha
perso elettroni o negativa se ne ha acquistati.
Figura 23 Spettro atomo di idrogeno
L’energia di ionizzazione: una conferma dell’esistenza dei livelli energetici.
L’energia di ionizzazione: è l’energia minima necessari per allontanare un elettrone da un atomo isolato e
in fase gassosa, con conseguente formazione di uno ione positivo anch’esso in fase gassosa.
X(g) + EI ion (kj/mol) X+(g) + e-
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Quanto maggiore è il valore dell’energia di ionizzazione tanto più intensa è la forza di attrazione tra
nucleo ed elettrone e quindi tanto più difficile p trasformare l’atomo in uno ione positivo e viceversa.
Energie di ionizzazione successive sono le quantità di energia impiegata per allontanare rispettivamente
il primo il secondo il terzo elettrone dall’atomo, sempre in fase gassosa. Hanno valori crescenti perché gli
elettroni strappati sono sempre più vicini al nucleo e più attratti perché il numero di protoni nel nucleo
rimane invariato e quindi esercita maggiore attrazione.
Esempio: per il boro
B (g)+ EiI
B+(g) +1e- dove EiI è l’energia di prima ionizzazione
B+(g)+ EiII
B++g) + 1e- EiII è l’energia di seconda ionizzazione
Osserviamo le energie di prima ionizzazione degli elementi in ordine di numero atomico (fig.) . Si
osservano che le variazioni non sono regolari, ma si ha un aumento netto (un picco) in corrispondenza
degli atomi con numero atomico 2 (He),10 (Ne), 18 (Ar), 36 (Kr),54 (Xn) e86 (Rn)
Ei kJ mole-1
737.7
1450.7
7730.4
10546
13623
18033
21736
25660
31653
35458
169988
189367.7
Ei
27
38
87
102
116
134
147
160
177
188
412
435
Radice quadrata Ei
elettroni
allontanati
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
500
450
400
350
300
250
200
150
100
50
0
0
5
10
15
elettroni allontanati
Figura 24 Andamento delle energie di ionizzazione in funzione del numero atomico
Osserviamo le variazioni delle energie per lo stesso atomo, ad esempio il Magnesio che ha 12 elettroni.
Esaminando un grafico con le energie di ionizzazione (o meglio la loro radice quadrata
Ei ) in funzione
del numero di elettroni strappati si vede che le prime due ionizzazioni richiedono energie simili, l’energia
di ionizzazione aumenta bruscante con il terzo e rimane pressoché costante fino al decimo, si ha un altro
brusco aumento per gli ultimi due elettroni.
Partendo da questi dati si ricava un modello atomico di tipo elettronico o a gusci cioè un sistema
di rappresentazione degli atomi che tien conto della distribuzione egli atomi intorno al nucleo in base ai
valori delle loro energie di ionizzazione. Secondo tale sistema l’atomo può essere quindi immaginato
come una particella di forma sferica nel centro cui c’è un nucleo carico positivamente attorno a esso,
disposto a strati concentrici gli atomi creano degli addensamenti di carica negativa in gusci, come aveva
già previsto Bohr. Configurazione elettronica di un atomo è la relativa distribuzione degli elettroni nei
vari strati intorno al nucleo Il numero massimo di elettroni per ogni livello è pari a 2n2 : nel primo livello
ci sono due elettroni, 8 nel secondo, 18 nel terzo, 32 nel quarto. I livelli successivi non sono completi.
I livelli a loro volta hanno sottolivelli in numero uguale al numero quantico principale. Quando un
sottolivello si riempia, si passa a quello successivo.
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LIVELLO
sottolivello
Elettroni
ospitabili
1
1s
2
2
2s
2p
2
6
3s
3p
3d
4s
2
6
10
2
4p
6
4d
4f
10
18
3
4
LIVELLO
5
6
7
sottolivello
Elettroni
ospitabili
5s
2
5p
5d
6
10
5f
6s
6p
18
2
6
7s
2
6
7p
Tabella 12- Numero elettroni per livello
Verso un nuovo modello di atomo
Secondo il modello di Bohr le orbite degli elettroni
sono circolari.
Nel 1915 A. Sommerfeld studiando in modo accurato
le righe dello spettro dell’atomo di idrogeno,
modificò il modello iniziale di Bohr, introducendo
delle orbite ellittiche in cui il nucleo occupava uno
dei due fuochi, in modo del tutto analogo a quanto
accade per le orbite planetarie. Le orbite potevano
avere diverse forme ed orientazioni nello spazio,
rendendo necessario introdurre altri due numeri
quantici: secondario e magnetico. Inoltre nel 1925 il
fisico tedesco Wolfgang Pauli formulò il principio
noto come principio di esclusione, che permise di
descrivere correttamente la distribuzione degli
elettroni: ogni orbita 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 perché l’elettrone può ruotare su se stesso
in senso orario o antiorario.
Il principio di indeterminazione di
Heisenberg
Nel 1927 il fisico tedesco Heisenberg
osservò che nel mondo miscoscopico è
impossibile misurare tutte le grandezze
necessarie a descrivere una particelle , ad
esempio
l’elettrone:
se
vogliamo
individuarne la posizione lo illuminiamo
con un fotone che intergegendo con
l’elettrono “lo sposta”. In definitiva non è
possibile
determinare
con
assoluta
precisione la quantità di moto (massa +
velocità) di un elettrone e la sua posizione x
le indeterminazioni o incertezze nelle loro
misure ∆x e ∆p devono soddisfare la
relazione
∆x ⋅ ∆p ≥
1
2
Risale agli inizi del 900 la nascita della meccanica quantistica e la conseguente introduzione di
modelli atomici quanto-meccanici. A Planck (pag. ) si deve la scoperta dell’energia quantizzata.
Ma per circa vent'anni i fisici non ebbero vera consapevolezza della portata di tale scoperta. Le cose
cominciarono realmente a mutare quando nel 1924 il fisico francese Louis De Broglie, ipotizzò che non
solo l'energia, ma anche la materia possedesse una natura duale, corpuscolare e ondulatoria. Ad ogni
particella materiale, può essere associata una lunghezza d'onda, detta lunghezza d'onda di De
Broglie, il cui valore è dato dalla relazione
λ =
h
mv
dove h è la costante di Planck, m e v sono la massa e la velocità della particella.
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Le nuove scoperte della fisica permisero di arrivare ad un nuovo modello di atomo applicando allo
studio della struttura della materia le scoperte di De Broglie e di Heisenberg.
L'ipotesi di De Broglie fu generalizzata e formalizzata dal fisico austriaco E. Schroedinger, che nel 1926
ottenne un'equazione valida per il moto di una qualsiasi particella in un campo di forza.
L'equazione d’onda di Schroedinger può essere applicata anche ad atomi diversi da quello
dell’Idrogeno e risolta (anche se attraverso approssimazioni) con risultati in buon accordo con i dati
sperimentali. Quando si risolve l’equazione d’onda per un atomo particolare si ottiene una funzione,
detta funzione d'onda Ψ, che presenta come parametri i primi tre numeri quantici, n, l, m,
attribuendo opportuni valori numerici ai numeri quantici individua lo stato di moto di un particolare
elettrone e prende il nome di funzione orbitale che corrisponde ad uno stato stazionario
dell’elettrone-onda.
L’orbitale è in definitiva una funzione matematica indicata con Ψ che descrive lo stato quantico di un
elettrone. La funzione d’onda Ψ non ha un reale significato fisico, ma il suo quadrato Ψ2 fornisce la
probabilità di trovare l'elettrone nell’unità di volume, comunemente detta densità di probabilità.
In osservanza con il principio di indeterminazione di Heisenberg, non è più possibile
descrivere esattamente il percorso dei diversi elettroni, ma si può individuare la regione di
spazio intorno al nucleo alla quale associare una certa probabilità di trovare l'elettrone.
Per l’atomo di idrogeno il massimo di probabilità di trovare l’elettrone si ha a 0,053 nanometri dal
nuceo,un valore che coincide con quello calcolato da Bohr per il raggio dell’orbita. Considerando una
probabilità del 95% si ottengono delle superfici che
rappresentano le zone dello spazio associate ai diversi livelli
energetici. I chimici utilizzano il termine orbitale per indicare, la
regione di spazio intorno al nucleo alla quale associare una certa
probabilità di trovarvi l'elettrone
L’andamento della funzione Ψ2 viene spesso rappresentato in tre
dimensioni attraverso la cosiddetta nuvola di carica o nuvola
elettronica. Idealmente si può immaginare di osservare l’elettrone
ad intervalli di tempo regolari e di riportare le sue posizioni come
punti intorno al nucleo. Si ottiene una nebbia di punti che sfuma
radialmente, detta appunto nuvola elettronica. Essa rappresenta una
mappatura della funzione Ψ2. Infatti nelle regioni dove la nuvola è
più concentrata e la densità di punti è maggiore, risulta anche
maggiore la probabilità di trovarvi l’elettrone.
Figura 25. Modello a “nuvola
elettronica” dell’atomo di idrogeno
nello stato fondamentale (cioè non
eccitato)
La configurazione elettronica
Ogni orbitale può essere rappresentato mediante un quadrato all'interno del quale è possibile
disporre fino ad un massimo di due elettroni rappresentabili mediante frecce verticali con verso opposto,
ad indicare lo spin antiparallelo.
il primo orbitale è vuoto, il secondo pieno a metà (l’elettrone si dice “spaiato”)
ed il terzo è pieno. Ciascun orbitale viene poi indicato con una sigla composta da un numero da 1 a 7 che
indica il livello energetico seguito da una lettera (s, p, d, f) che indica il tipo di orbitale. Ad esempio 1s
rappresenta l'unico orbitale s del primo livello energetico; 2p indica i tre orbitali p del secondo livello
energetico; 6d i cinque orbitali d del sesto livello energetico.
Conoscendo il numero atomico Z di un elemento, è possibile distribuire i suoi Z elettroni nei diversi
orbitali seguendo le regole di riempimento (Regole di Aufbau). Gli elettroni si dispongono
spontaneamente negli orbitali vuoti meno energetici. Una volta riempiti gli orbitali a minor energia
vengono occupati gradualmente gli orbitali ad energia progressivamente maggiore. L'ordine di
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riempimento ottenuto in tal modo non rispetta però sempre l'ordine di riempimento che ci si
attenderebbe in base alla sequenza ordinata dei livelli energetici. Per prevedere la sequenza di
riempimento in base al criterio della minima energia ci si può avvalere del seguente schema
Per primo si riempie l'orbitale 1s, seguito dal 2s, 2p, 3s e 3p. A questo punto si produce una prima
inversione rispetto all'ordine atteso, in quanto l'orbitale 4s, pur trovandosi in un livello energetico più
esterno rispetto al 3d, si riempie prima. Poi si riempie il 3d, seguito dal 4p, 5s. 4d e così via.
Secondo il principio di esclusione di Pauli, ogni orbitale può contenere fino ad un massimo di due
elettroni con spin antiparallelo. Secondo il principio di massima molteplicità di Hund, quando devono
essere riempiti degli orbitali con la stessa energia (ad esempio i p o i d) gli elettroni si dispongono prima
con spin parallelo uno per orbitale (spaiati) e solo se il loro numero lo consente vanno successivamente a
saturare gli orbitali. Una volta inseriti gli Z elettroni di un elemento all'interno dei suoi orbitali
rispettando le regole suddette otteniamo la configurazione elettronica dell'elemento in questione.
Consideriamo ad esempio l’atomo di azoto che ha sette elettroni, la sua configurazione è 1s2
2s2 2p3
in cui i numeri ad esponente indicano quanti elettroni sono sistemati nei diversi orbitali. Per il principio
di Pauli si ha:
1s
2s
2px………2py……….2pz e non:
Costruiamo ora la configurazione elettronica dell'elemento avente numero atomico Z = 10,
corrispondente al neon. I primi due elettroni verranno sistemati nell'orbitale 1s, altri 2 nell'orbitale 2s e i
rimanenti sei nei tre orbitali 2p, ottenendo un atomo con il primo ed il secondo livello completo
1s
2s
2px………
2py………. 2pz
La configurazione elettronica del neon può essere scritta anche così:
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1s2 2s2 2p6
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In laboratorio
Saggi alla fiamma
E’ possibile riconoscere alcuni elementi chimici o meglio i loro ioni positivi (cationi) osservando i colore
che conferiscono alla fiamma di un fornelletto Bunsen. L’energia della fiamma provoca lo spostamento
degli elettroni degli atomi su livelli con maggiore contenuto di energia. Gli elettroni in seguito tornano
al livello originale e trasmettono l’ eccesso di energia acquistato come radiazioni luminose (luce).
L’atomo passa cioè da stati instabilio “eccitati” a stati stabili. I colori delle radiazioni luminose sono più
facili da vedere se i sali sono volatili (cioè se evaporano facilmente), per questo si preferiscono i cloruri e/o
si immerge il filo in acido cloridrico per trasformate tutti i Sali in cloruri.
Materiale occorrente
Sali (cloruri) di: litio, potassio, sodio, calcio, stronzio, bario, rame , filo di nichel-cromo lungo circa 5-6
cm e fissato su una bacchetta di vetro, vetri d’orologio, provette, acido cloridrico (1:3), fornelletto
Bunsen, vetri blu al cobalto .
Fornelletto Bunsen
Cosa fare
Si prelevano con una spatola piccole quantità dei sali da esaminare, disponendole su vetri d’orologio.
Si prende un filo al Ni-Cr e lo si pulisce inumidendolo con l'acido contenuto in una provetta e
portandolo nella fiamma ossidante del Bunsen. L’operazione è finita quando la fiamma appare incolore.
Si immerge nuovamente il filo di nichel-cromo nella provetta, contenente acido cloridrico (HCl)
concentrato (1.3). L’HCl consente l’adesione dei cristalli di sale sul filo e trasforma i sali, se non lo sono
già, in cloruri sali che facilmente passano allo stato di gas.
Dopo aver raccolto con il filo al Ni-Cr inumidito con l'acido alcuni cristalli del primo sale , lo si pone sulla
fiamma e si osservano il colore ed i caratteri della fiamma stessa. I sali dei diversi elementi emettono
radiazioni che il nostro occhio “vede”ed il nostro cervello interpreta come luce colorata. La radiazione
emessa può essere scomposta da uno spettroscopio nelle righe spettrali in modo da permettere un sicuro
riconoscimento del catione. Si ripete l'esperienza con tutti i sali disponibili, avendo cura di sostituire il filo al
Ni-Cr ogni volta, o di pulirlo accuratamente. I colori che alcuni cationi conferiscono alla fiamma sono:
Litio: rosso cardinale
Calcio: rosso mattone
Sodio: giallo intenso
Potassio: violetto
Stronzio: rosso a sprazzi
Bario: verde pisello
Rame: verde-azzurro
elettrico
Piombo: grigio-azzurro
pallido
Il giallo del sodio è molto intenso e spesso nasconde la presenza di altri cationi come ad esempio il
potassio. Il colore giallo è però assorbito dai vetri al cobalto blu. Se si guarda la fiamma attraverso il vetro
è possibile vedere il catione nascosto. Il sodio è molto persistente e facilmente maschera la presenza di
altri cationi, quali, ad esempio, il potassio. La sua radiazione gialla è, però, assorbita dai vetri al cobalto
blu per cui, osservando la fiamma attraverso uno o due di questi, è possibile riconoscere perfettamente il
catione mascherato.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
La lettura
“Uno straordinario strumento permette agli scienziati di accedere al nanomondo: il microscopio a scansione a
effetto tunnel (Stm, scanneling tunneling microscope). Contrariamente a un classico microscopio, non produce
fotografie con l’aiuto di lenti e della luce, ma trasforma la corrente elettrica proveniente da superfici di
materiali conduttori in immagini di atomi. L’Stm, realizzato per la prima volta all’inizio degli anni Ottanta dai
fisici Gerd Binnig e Heinrich Rohrer nei laboratori di ricerca dell’Ibm a Zurigo, permette non solo di visualizzare
gli atomi, ma anche di afferrarli e di spostarli. La caratteristica fondamentale di un Stm è la sua punta sottile,
costituita da un filo elettrico che all’estremità raggiunge lo spessore di un solo atomo. Questa punta passa a
distanza ravvicinata sopra una superficie metallica (o di materiale semiconduttore o superconduttore) e,
quando si trova a meno di un nanometro di distanza da un atomo della superficie, all’estremità dell’Stm viene
applicata una piccola differenza di potenziale. Fra i due atomi si crea una corrente elettrica per effetto tunnel.
Questa corrente dipende dalla distanza tra la punta e la superficie: aumenta quanto più si avvicinano le due
estremità. Queste variazioni di corrente possono così essere tradotte in un’immagine del rilievo della superficie.
L’Stm può anche essere utilizzato per spostare un singolo atomo. Quando la punta del microscopio è vicina a un
atomo, si aumenta la differenza di potenziale applicata e questo crea un legame temporaneo fra i due atomi
(quello della superficie e quello all’estremità della punta), simile a un legame chimico. Quando l’atomo è stato
“catturato”, la punta si sposta finché non arriva nel punto in cui l’atomo deve essere rilasciato. Qui la
differenza di potenziale viene invertita e così l’atomo “si sgancia” e si ritrova nella nuova posizione. In questo
modo l’Stm è diventato lo strumento per manipolare la materia partendo dai suoi singoli costituenti.
http://www.howstuffworks.com/atom.htm
a. Leggi attentamente il brano.
Costruisci una mappa concettuale che evidenzi i concetti principali ed i loro legami.
Rispondi alle seguenti domande:
1.
Come funziona il microscopio ad effetto tunnel?
2. Dove è stato realizzato per la prima volta?
3.
Con quale tipo di atomi può essere utilizzato?
4. Quali applicazioni ha? (Aiutati con una ricerca in Internet)
5. Cosa significa il termine “nanotecnologia”?
6. Quali sono le principali applicazioni di questa tecnica innovativa? (Aiutati con una ricerca in
Internet)
Per la verifica
Domande aperte
1.
Cosa si intende in chimica con il termine spettro?
2. Spettri righe o continui: quali le differenze?
3.
Quali sono le differenze tra il modello atomico di Rutherford e quello di Bohr?
4. Cosa si intende per struttura elettronica. Fai degli esempi.
5. Descrivere la struttura elettronica di un atomo con 16 elettroni.
6. Scrivi la configurazione dello Scandio rispettando la corretta successione d riempimento degli
orbitali.
7.
Un atomo ha due elettroni nel primo livello, 8 nel secondo e cinque nel terzo. Che atomo è?
Ricavane la struttura elettronica ed indica quanti elettroni “spaiati2 (da soli nel proprio orbitale ha.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
8. Indica per ciascuno di questi elementi il numero di elettroni nel terzo livello e gli orbitali in cui
sono disposti: Mg, Si, P, Cl
9. Perché d’estate bisogna stare attenti a non esporsi troppo ai raggi del sole? Com’è l’energia dei
raggi ultravioletti? Quali altre radiazioni sono pericolose per il corpo umano ? perché?
10. Cosa si intende con quanto di energia?
11. Quale fu il contributo di Einstein all’elaborazione del modello atomico attuale?
12. Riassumi la storia dei modelli atomici. Puoi costruire una mappa concettuale.
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la frase
modificandola in modo che risulti vera.
Vero
Falso
In un’onda lunghezza e frequenza sono direttamente proporzionali
Huygens riteneva che la luce fosse un fenomeno ondulatorio
L’energia di ionizzazione: è l’energia minima necessari per allontanare un
elettrone da un atomo isolato e in fase solida
Ogni orbitale contiene due elettroni con spin parallelo
Bohr affermò che gli elettroni si dispongono intorno al nucleo in livelli con
energia “quantizzata” .
L'equazione d’onda di Schroedinger può essere applicata solo all’atomo di
Idrogeno
Scelta multipla
1.
Un atomo ha 15 elettroni. In quali livelli di energia sono contenuti?
a.
solo nel primo livello, b)solo nel secondo livello, c)solo nei primi due livelli, d) solo nei
primi tre livelli
2. L’orbitale 3p.
a.
3.
ha energia superiore al 3s, b) si riempie dopo il 3d, c) ha energia superiore al 4s, d) può
contenere 8 elettroni
Il sottolivello d può contenere:
a.
18 elettroni, b) 8 elettroni, c) 10 elettroni,d) 14 elettroni
4. Quali dei seguenti orbitali ha maggiore energia:
a. 4s, b) 3d, c) 3p, d)3s
5. Secondo il principio di esclusione di Pauli, ogni orbitale:
b. a)può contenere fino ad un massimo di due elettroni con spin antiparallelo
c.
b) può contenere fino ad un massimo di due elettroni
d. c) può contenere fino ad un massimo di due elettroni con spin parallelo
e.
d) può contenere fino ad un massimo di otto elettroni
Problem solving
Utilizzando i dati che si riferiscono all’atomo di Ossigeno cerca di ricostruire come sono disposti i suoi
elettroni. Prendi spunto dalla Figura 24 Andamento delle energie di ionizzazione in funzione del numero
atomico per realizzare un foglio di calcolo in Excel simile a quello.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
elettroni
allontanati
Ei kJ mole-1
1
2
3
4
5
6
7
8
1313
3392
5300
7467
10987
13326
71312
84094
Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Orizzontali
Verticali
1. si ha quando si perdono elettroni
2. il corpo studiato da Planck
5. ... la probabilità di trovare l'elettrone nello spazio
3. hanno carica negativa
6. l'elemento utilizzato da Rutherford
4. applicò all'atomo il concetto energia quantizzata
7. insieme di radiazioni elettromagnetiche
10. il famoso fornelletto
8. il suo modello era a "panettone"
9. non c'è più la certezza, ma la ... di trovare l'elettrone
11. le orbite di Bohr in cui l'elettrone non perde energia
12. scoprì il principio di indeterminazione
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Il sistema periodico
Atomi nobili e plebei
Azoto, idrogeno, ossigeno, sodio, carbonio: questi solo alcuni dei 112 elementi chimici finora scoperti. E tutti,
dopo 200 anni di ricerche, sono ordinati nella “Tavola Periodica”, strumento indispensabile per lo studio
della chimica. In base alle moderne conoscenze sulla struttura atomica è possibile prevedere e spiegare i
comportamenti chimici e fisici dei diversi elementi in funzione della loro posizione nella tavola periodica
La storia
Il sistema periodico ha avuto una lenta e
Mendeleev, Dmitrij Ivanovic (Tobolsk, Siberia
progressiva
evoluzione
grazie
1834 - San Pietroburgo 1907.
all’intervento di più scienziati che hanno
Compiuti gli studi presso l’università di San Pietroburgo,
cercato di dare un ordine agli elementi
si dedicò per anni all’analisi delle sostanze chimiche.
chimici raggruppandoli in un modo tale
Divenne professore di chimica al Politecnico; dal 1864 al
da poter prevedere le loro caratteristiche
1866 fu professore di chimica generale all’università di
Ci si era infatti accorti che gli elementi
San
Pietroburgo,
impegnandosi
inoltre
nella
mostravano spesso andamenti regolari
promozione di opere di ammodernamento tecnologico e
nelle proprietà chimiche a intervalli
riforme sociali. Nel 1890 si dimise in segno di protesta
anch’essi regolari, e questo è ciò che si
contro l’immobilismo del governo zarista di fronte alle
intende con il termine “periodico”.
richieste di riforme politiche e sociali e, in seguito,
Sarebbe bastato conoscere soltanto le
divenne direttore dell’Ente dei pesi e delle misure di San
proprietà di un piccolo gruppo di
Pietroburgo, carica che mantenne fino alla morte.
elementi tipici e tutti gli altri sarebbero
Durante la stesura di un manuale di chimica per i suoi
rientrati in gruppi con caratteristiche
studenti, Mendeleev tentò di classificare gli elementi in
chimiche simili.
base alle loro proprietà chimiche e nel 1869 pubblicò la
Negli anni ci furono vari tentativi di
prima versione di quella che divenne nota in seguito
classificazione: nel 1817 il chimico tedesco
come “tavola periodica degli elementi”. Nel 1871 uscì
Dobereiner enunciò la teoria delle
una versione aggiornata della tavola periodica, nella
triadi: individuò gruppi di tre elementi
quale lasciò bianche le caselle indicanti gli elementi
con caratteristiche simili, ad esempio S,
ancora sconosciuti. Il suo schema e le sue teorie
Se, Te oppure Cl, Br e I, la massa
trionfarono quando vennero successivamente scoperti
dell’elemento centrale era la media delle
tre elementi la cui esistenza era stata da lui prevista
altre due. Nel 1863 Newlands enunciò la
(gallio, germanio e scandio).
legge delle ottave secondo cui le proprietà
Le sue ricerche includono anche la teoria delle soluzioni,
chimiche degli elementi si ripetevano
lo studio sull’espansione termica dei liquidi e la teoria
ogni sette in base al peso atomico. Alla
sull’origine dei petrolio. Nel 1890 si dimise
fine dell’ottocento il russo Dimitrij
dall’insegnamento universitario in segno di protesta nei
confronti dell'immobilismo del governo zarista di fronte
Ivanovic Mendeleev elaborò una tavola
alle richieste di riforme politiche e sociali.
periodica, che riusciva per la prima volta
unificare il vasto e molteplice universo
delle sostanze chimiche elementari assumendo come principio ordinatore il peso atomico si
individuano periodi orizzontali e gruppi verticali composti da elementi con proprietà simili. Nel 1869 i
primi elementi si sistemavano nella tavola periodica circa in questo modo:
L'elemento successivo da introdurre nella tavola periodica era il titanio, con massa atomica 48: in base
alle caratteristiche chimiche di questo elemento Mendeleev lo sistemò nel gruppo carbonio-silicio,
prevedendo che sarebbe stato scoperto un nuovo elemento, con caratteristiche analoghe al gruppo
boro-alluminio e con massa atomica compresa tra 40 e 48. Nel 1879 venne scoperto lo scandio che
rispondeva ad entrambi i requisiti previsti dal chimico russo. Ai tempi di Mendeleev erano conosciuti
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
63 elementi, nella sua tavola mancavano i gas nobili (non
ancora scoperti) e , oltre a quello per lo “scandio” c’erano altri
spazi vuoti finalizzati all’inserimento di elementi non ancora
Li
Be
B
C
N
O
F
scoperti, ma di presumibile esistenza, che avrebbero mostrato
7
9
11
12
14
16
19
caratteristiche simili a quelli già conosciuti. Pochi anni più
Na Mg Al
Si
P
S
Cl
tardi furono scoperti il Gallio (Ga) e il germanio (Ge) che
23
24
27
28
31
32
35
riempirono i “buchi” lasciati dallo scienziato russo. In realtà
K
Ca
nel 1868 il chimico tedesco, Meyer aveva già realizzato una
39
40
tavola molto simile a quella di Mendeleev che, però,
non fu pubblicata fino al 1870 dando così luogo ad un’accesa disputa tra i due scienziati. Rimanevano
ancora alcune “imperfezioni”.
H
1
Figura 27. Da http://www.itchiavari.org/chimica/lab/stataggr.html (metterne una più completa)
Gruppo
1
Periodo IA
1
2
3
4
5
6
7
2
IIA
.
.
3
4
IIIB IVB
5
VB
6
7
8
VIB VIIB
1
9
10
VIIIB
11
12
13
IB
IIB IIIA IVA
.
H
3
4
Li
Be
11
12
Na
Mg
19
20
K
Ca
37
38
Rb
Sr
55
56
Cs
Ba
87
88
Fr
Ra
Metalli di transizione
.
*
**
21
22
23
15
VA
16
17
24
25
26
27
28
29
30
18
VIA VIIA VIIIA
2
Non metalli
.
.
14
He
5
6
7
8
9
10
B
C
N
O
F
Ne
13
14
15
16
17
18
Al
Si
P
S
Cl
Ar
31
32
33
34
35
36
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Uub
Uut Uuq Uup Uuh Uus
Uuo
Elementi di transizione interna
Lantanidi
*
Attinidi
**
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99 100 101 102
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Uno sguardo d’insieme
Un ultimo passo verso la “perfezione” della Tavola
Periodica fu compiuto all’inizio del XX secolo, quando
grazie agli esperimenti del fisico inglese H. G.J. Mosely
si scoprì che il criterio con cui gli elementi dovevano
essere disposti non era il peso atomico bensì il
numero atomico. Se prendiamo in considerazione i
diversi elementi a partire dall'idrogeno in ordine di
numero atomico crescente possiamo osservare come al
crescere di un'unità nel valore del numero atomico
venga aggiunto un elettrone alla configurazione
elettronica. In totale abbiamo 118 elementi: gli
A. Colli, S. Riboni
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Fm
Md
No
Altre informazioni utili nella tabella
periodica
- numero atomico Z = numero di protoni
presenti nel nucleo
- configurazione elettronica
- peso atomico relativo espresso in u.m.a.
(o dalton) = rapporto tra il peso di un
elemento (miscela dei suoi isotopi) ed
1/12 della massa del carbonio 12.
Ricordiamo inoltre che il peso atomico
relativo è numericamente pari alla massa
molare (MM) dell'elemento stesso.
Altre informazioni utili ottenibili dalla
consultazione della tabella sono quelle relative
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2009
al numero di
ossidazione, all'elettronegatività,
al punto di fusione o di ebollizione
Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
elementi 113,115 e 117 sono solo “ipotizzati2, altri tre (114,116,118) sono stati scoperti nel 1999.
Ogni qual volta una serie di elementi ha acquisito abbastanza elettroni da riempire un livello
energetico, gli elementi successivi, che iniziano a riempire il successivo livello energetico, vengono
disposti in una riga sottostante, detta periodo, in modo tale che risultino incolonnati con gli
elementi che presentano la stessa configurazione elettronica nel livello più esterno
In questo modo il numero dei periodi che si producono (7) corrisponde al numero dei livelli energetici
secondo il modello atomico di Bohr e quindi al valore del numero quantico principale.
Gli elementi che si incolonnano verticalmente formano i cosiddetti gruppi, composti da elementi
che presentano un egual numero di elettroni disposti sullo stesso tipo di orbitali, ma naturalmente su
di un diverso livello energetico. Poichè il comportamento chimico di un elemento dipende
essenzialmente proprio dalla sua configurazione elettronica esterna, elementi appartenenti ad uno
stesso gruppo presentano forti analogie e somiglianze chimiche (stesso tipo di reazioni).
In definitiva la periodicità è dovuta alla struttura elettronica più esterna. Gli elettroni più
esterni prendono il nome di elettroni di valenza.
I gruppi possono essere indicati anche con un numero romano seguito dalla lettera A , per i gruppi
principali che vanno dal I a VIII, o dalla lettera B per i cosiddetti metalli di transizione.
Figura 28. Tavola periodica con evidenziate le caratteristiche chimico-fisiche degli elementi
I gruppi a sinistra della tavola periodica, dal numero 1 al 13, contengono i metalli: elementi duttili,
malleabili, buoni conduttori di calore e di elettricità , che hanno in generale pochi elettroni nel livello
più esterno e quindi con la tendenza a cederli formando ioni positivi.
Il primo gruppo (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) comprende i metalli alcalini: i più importanti per il nostro
corpo sono sodio e potassio, reagiscono violentemente a contatto con l’acqua, con l’ossigeno formano
ossidi basici, hanno densità e punti di fusione bassi.
Nel secondo gruppo troviamo i metalli alcalino-terrosi: berillio, magnesio, calcio, stronzio e bario
con due elettroni nel livello più esterno. Tra il gruppo II a e III A troviamo i metalli di transizione (
gruppo numero dal 3 al 12 o gruppi B), d esempio rame, zinco, ferro In questi elementi si riempiono
progressivamente i sottolivelli d. Nel quattordicesimo (III A) gruppo troviamo sia metalli che non
metalli. E' possibile tracciare all'interno della tabella periodica una ideale linea obliqua (una scaletta)
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
che, passando per il Silicio (Si), l'Arsenico (As) ed il Tellurio (Te), va dal Boro (B) all'Astato (At) e
divide tutti gli elementi in due grandi gruppi: a sinistra i metalli (più numerosi), a destra i non metalli.
Le caratteristiche chimiche e fisiche dei metalli sono più accentuate all'inizio della tabella periodica e
vanno lentamente sfumando mentre ci avviciniamo alla zona dei non metalli.
Gli elementi chimici che si trovano adiacenti alla linea di separazione presentano quindi
caratteristiche intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non metalli e vengono per questo motivo
chiamati semi-metalli. I non metalli (dal gruppo 13 al 18) tendono ad acquistare elettroni dai
metalli, formano ioni negativi o a metterli in comune con altri non metalli gli elettroni dell’ultimo
livello. Dal punto di vista fisico non sono lucenti, sono fragili, non presentano nè duttilità, nè
malleabilità, sono cattivi conduttori o addirittura isolanti termici ed elettrici.
Le caratteristiche metalliche aumentano scendendo lungo un gruppo e diminuiscono spostandosi
verso destra lungo un periodo. In tal modo gli elementi che presentano le caratteristiche metalliche
più spiccate sono quelli in basso a sinistra della tabella periodica. Evidentemente per ragioni opposte
gli elementi che presentano le caratteristiche non metalliche più accentuate si trovano in alto a destra
nella tabella periodica. In generale la maggior parte degli elementi tende a combinarsi per raggiungere
una configurazione elettronica stabile, corrispondente ad otto elettroni nel livello più esterno (tranne
l’idrogeno che si accontenta di due). Gli elementi del diciottesimo gruppo (VIII A) chiamato anche
gruppo O sono detti gas nobili hanno il livello più esterno completo, con 2 elettroni per l’idrogeno e
con 8 per tutti gli altri: essi sono stabili cioè hanno scarsa tendenza a combinarsi
Le caratteristiche chimiche degli elementi della tavola periodica variano dunque
progressivamente e con continuità mentre ci spostiamo lungo un periodo, mentre sono simili
scendendo lungo un gruppo. Se consideriamo il modello atomico a orbitali (pag.) possiamo
suddividere la tabella periodica in quattro grandi regioni che rappresentano raggruppamenti di
elementi che stanno inserendo elettroni in orbitali dello stesso tipo.
Figura 29. Mettere tabella simile ma con i simboli degli elementi
La prima regione è formata dai gruppi I A e II A dove si riempie l'orbitale s.
La regione all'estrema destra, composta dai rimanenti 5 gruppi A e dal gruppo O(zero) è costituita
dagli elementi che hanno i loro elettroni nei tre orbitali p (massimo 6). La regione centrale, costituita
da 10 file verticali riunite a formare 8 gruppi B, è formata dai cosiddetti metalli di transizione,
elementi che stanno riempiendo gli orbitali d del livello sovrastante : massimo 10 elettroni in 5
orbitali d. Infine la regione in basso, formata da due serie orizzontali chiamate rispettivamente serie
dei lantanidi e degli attinidi, è costituita da elementi in cui gli elettroni stanno riempiendo gli
orbitali f presenti a partire dal quarto livello: 14 elettroni nei 7 orbitali f (4f e 5f).
Il numero d'ordine di ciascun gruppo indica quanti elettroni sono presenti nel livello
energetico più esterno, dandoci quindi una prima indicazione di massima sul numero di
elettroni disponibili per i legami chimici.
Tutti gli elementi del primo gruppo A presentano configurazione elettronica superficiale ns1, dove n
indica evidentemente il numero quantico principale. Possiamo dunque costruire il seguente schema
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
che ci permette di correlare ciascun gruppo A con la configurazione elettronica superficiale degli
elementi appartenenti al gruppo stesso.
I gas nobili, appartenenti al gruppo zero,
con 8 elettroni riempiono l'orbitale s e i
tre orbitali p del proprio livello. Fa parte
IA
1
ns1
di questo gruppo anche l’elio che ha solo
2
II A
2
due elettroni nell’orbitale 1s ed ha il
ns
primo
livello
completo.
Tale
III A
3
ns2 np1
configurazione
elettronica
2
2
(configurazione
dell'ottetto)
risulta
IV A
4
ns np
in modo particolare stabile e determina la
VA
5
ns2 np3
caratteristica stabilità chimica di tali
elementi. Molte reazioni chimiche
VI A
6
ns2 np4
possono essere spiegate con la
VII A
7
tendenza di un elemento a perdere o
ns2 np5
acquistare elettroni (a seconda della
VIII A
8
ns2 np6
sua posizione nella tabella periodica)
per raggiungere la configurazione
Tabella. Configurazione elettronica e valenza
stabile del gas nobile che lo segue o lo
precede nella tabella periodica. I gruppi B vengono ordinati in analogia ai gruppi A. Il primo gruppo B
che si forma viene detto III B e non I B in quanto la sua configurazione superficiale presenta 3
elettroni, 2 nell'orbitale s e 1 nell'orbitale d, in modo analogo a quanto avviene per gli elementi del
gruppo III A. Tranne alcune eccezioni anche per i gruppi B vale la regola che il numero d'ordine indica
il numero di elettroni presenti nello strato più superficiale. I lantanidi e gli attinidi sono posti “fuori”
della tavola periodica hanno caratteristiche chimiche simili rispettivamente al lantanio e all'attinio e
come proprietà sono simili agli elementi del gruppo III B.
Un metodo molto utile per rappresentare la struttura elettronica esterna (2 elettroni s e i 6 elettroni p )
è rappresentata dai simboli di Lewis. Gli elettroni del livello più esterno (pari al numero del gruppo in
cui si trova l’elemento) vengono rappresentati come punti o coppie di punti disposte ai quattro lati del
simbolo chimico dell'elemento.
La configurazione di Lewis degli elementi appartenenti al 3° periodo è la seguente:
Gruppo
Configurazione elettronica Elettroni di valenza3
Un trattino equivale a due puntini (due elettroni). Come si può osservare su ciascuno dei quattro lati
di un elemento si può disporre fino ad un massimo di due elettroni. Le coppie di elettroni vengono a
volte rappresentate come una barretta. Gli elettroni spaiati come un puntino singolo.
Le proprietà periodiche: andamento e variazioni
Tra le proprietà degli elementi a carattere periodico ricordiamo: il raggio atomico, il volume atomico,
l’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica, l’elettronegatività. Gli atomi possono essere considerati
sferici. Il loro volume è determinato dagli elettroni che si muovono intorno al nucleo negli orbitali,
dai confini non ben definiti (pag.) Tuttavia è possibile stabilire un raggio atomico : la metà della
distanza minima di avvicinamento tra atomi dello stesso elemento quando si trovano alla stato solido
o formano una molecola biatomica.
Osservando la tabella periodica si nota che il raggio atomico, e quindi la distanza degli elettroni più
superficiali dal loro nucleo, diminuisce da sinistra verso destra lungo un periodo mentre aumenta
dall'alto in basso lungo un gruppo. Infatti mentre ci spostiamo verso destra lungo un periodo gli
elettroni vengono sistemati tutti in uno stesso livello energetico e contemporaneamente aumenta
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anche il numero atomico Z, il nucleo esercita una attrazione via via maggiore sui livelli energetici
occupati dagli elettroni, costringendoli a contrarsi verso il centro.
Quando invece ci muoviamo verso il basso lungo un gruppo ciascun elemento presenta i suoi elettroni
superficiali su livelli energetici più esterni, facendo in tal modo aumentare il raggio atomico.
­
H
1
Li
3
He
2
+
Be
4
Na Mg
11 12
K
19
Ca
20
Sc
21
Ti
22
V
23
Cr
24
Rb
37
Sr
38
Y
39
Zr
40
Nb Mo Tc
41 42 43
Cs
55
Ba
56
La
57
Hf
72
Ta
73
Fr
87
Ra
88
Ac
89
W
74
Mn Fe
25 26
Re
75
B
5
C
6
N
7
O
8
F
9
Ne
10
Al
13
Si
14
P
15
S
16
Cl
17
Ar
18
Co
27
Ni
28
Cu
29
Zn
30
Ga
31
Ge
32
As
33
Se
34
Br
35
Kr
36
Ru
44
Rh
45
Pd
46
Ag
47
Cd
48
In
49
Sn
50
Sb
51
Te
52
I
53
Xe
54
Os
76
Ir
77
Pt
78
Au
79
Hg
80
Tl
81
Pb
82
Bi
83
Po
84
At
85
Rn
86
Infatti se gli elettroni del livello più esterno sono più lontani dal nucleo positivo, minore è la forza
attrattiva che il nucleo stesso è in grado di esercitare su di essi. Di conseguenza gli atomi metallici, che
possiedono raggi atomici mediamente superiori rispetto ai non metalli, perdono i loro elettroni
superficiali.
In definitiva il raggio ed il volume atomico aumentano in un gruppo andando verso il
basso e diminuiscono in un periodo andando da sinistra a destra.
I metalli tendono a cedere elettroni: essi possiedono in genere pochi elettroni in più rispetto al gas
nobile che li precede ed è per loro energeticamente più conveniente perderli piuttosto che acquistare
un gran numero di elettroni per raggiungere la configurazione stabile del gas nobile che li segue nella
tabella periodica. Al contrario i non metalli, che presentano in genere pochi elettroni in meno rispetto
al gas nobile che li segue, hanno più convenienza ad acquistare elettroni piuttosto che perderne un
gran numero. La tendenza a perdere o ad acquistare elettroni da parte degli elementi chimici è
misurata da due parametri fondamentali, l'energia di ionizzazione e l'affinità elettronica.
Energia di prima ionizzazione è come abbiamo già visto a pag. l'energia, espressa in Kcal/mol,
che è necessario fornire ad un atomo allo stato gassoso per trasformarlo in uno ione positivo,
strappandogli un elettrone. Osservando come varia questo tale parametro nella tabella periodica,
troviamo conferma del fatto che i metalli perdono facilmente i loro elettroni. L'energia di
ionizzazione diminuisce infatti dall’alto al basso lungo un gruppo, mentre cresce se ci spostiamo verso
destra lungo un periodo.
Affinità elettronica è l'energia (kj/mol) in liberata da un atomo neutro allo stato gassoso quando si
trasforma in uno ione negativo (anione) perché acquista un elettrone.
X(g) X-(g) + AE (kj/mol)
E’ tanto maggiore quanto più piccolo è l’atomo. Mentre i non metalli presentano elevate affinità
elettroniche, i metalli presentano affinità elettroniche di segno contrario, essendo necessario molto
spesso fornire energia per produrre anioni metallici. L'andamento dei valori dell'affinità elettronica è
analogo a quello dell’energia di ionizzazione. Cresce lungo un periodo e decresce lungo un gruppo. E’
massima per gli elementi in alto a destra : ossigeno, zolfo, cloro, fluoro.
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L’elettronegatività (pag.) di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre elettroni quando è
legato ad altri elementi. La scala più utilizzata è quella di Linus Pauling. L’elemento più
elettronegativo è il fluoro, quelli meno il francio e cesio: analogamente alle altre proprietà, aumenta
lungo il periodo e diminuisce lungo un gruppo.
L'elettronegatività χ (la lettera greca "chi") è una grandezza di difficile valutazione poiché, a
differenza dell'affinità elettronica (A.E.) e dell'energia di ionizzazione (E.I.) che si riferiscono ad atomi
isolati, si riferisce ad atomi legati ad altri atomi in strutture molecolari.
In generale il valore dell'elettronegatività può dunque variare, per uno stesso elemento, in relazione al
tipo e al numero di atomi di altri elementi impegnati nel legame.
Nonostante ciò, al fine di avere a disposizione un parametro che permetta di valutare, anche se in
modo approssimato, la polarità di un legame, sono stati proposti diversi metodi di calcolo per
assegnare un valore di elettronegatività ai diversi elementi. Tra i metodi più importanti vi sono quelli
proposti da Mulliken e da Pauling. L'elettronegatività secondo Mulliken è pari alla media aritmetica
dell'energia di ionizzazione e dell'affinità elettronica:
χ=
1
( E. I . ) + A. E.
2
Più complessa è la formula di Pauling, basato sul confronto delle energie di legame in molecole
biatomiche D'altra parte le due scale forniscono valori in gran parte coincidenti, risultando legate,
anche se in modo approssimato, dalla seguente relazione:
χ Mulliken = 2,78 ⋅ χ Pauling
Elettronegatività di alcuni elementi
H
2.1
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
1.0
B
2.0
Al
1.5
C
2.5
Si
1.8
N
3.0
P
2.1
As
2.0
O
3.5
S
2.5
Se
2.4
Te
2.1
F
4.0
Cl
3.0
Br
2.8
I
2.5
Tabella valori di elettronegatività di alcuni elementi, secondo Pauling.
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La lettura
La scoperta degli elementi dalla preistoria all’ottocento da “I mattoni dell' universo” di
Giacomo Guilizzoni
Leggi attentamente il brano. Poi rispondi alle seguenti domande:
Quali sono gli elementi che erano già noti ai nostri antenati vissuti nel settecento?
Pb, Sn, Zn, Sb sono alcuni degli elementi citati nel brano: che caratteristiche hanno? A quale gruppo
appartengono? Qual è la loro struttura elettronica?
Approfondisci la scoperta dell’ossigeno facendo ricerche in Internet
Sono poco più di un centinaio; undici si presentano, nelle condizioni ordinarie di temperatura e pressione,
sotto forma gassosa; due sono liquidi; gli altri solidi. Si differenziano soltanto per il numero delle particelle
che compongono i loro atomi. Sembra poca cosa, eppure costituiscono i mattoni con cui è costruito
l’universo: si allude agli elementi chimici. In maggioranza, gli elementi naturali sono miscele di isotopi aventi
lo stesso numero atomico (cioè lo stesso numero di protoni) ma diverso numero di massa, quindi diverso
numero di neutroni. Alcuni elementi sono conosciuti e utilizzati dall’uomo fin dalla più remota antichità;
tuttavia, quando Dante aveva già scritto la Divina Commedia, appena una dozzina di essi era nota,
diventando una trentina alla fine del 1700. Seguirà una cronologia telegrafica della scoperta, o della sintesi,
degli elementi finora conosciuti. PREISTORIA. L’oro (Au, lat. aurum) è il primo metallo puro conosciuto
dall’uomo. Anche l’utilizzazione del rame (Cu, lat. cuprum, dall’isola di Cipro) risale a tempi remoti.
L’argento (Ag, lat. argentum) fu probabilmente il terzo metallo ad essere scoperto. Anche il carbonio (C,
lat. carbo), come carbone ottenuto nella carbonizzazione del legno, è conosciuto dall’uomo fin dai tempi
preistorici. ANTICHITA’. Oggetti di stagno (Sn, lat. stannum) sono stati trovati nelle antiche tombe egizie e il
bronzo, lega Sn-Cu, è conosciuto fin dai tempi più remoti. La facilità di estrazione del piombo (Pb, lat.
plumbum nigrum) dai suoi minerali ne fece uno dei metalli più usati nell’antichità. Gli alchimisti lo
associarono a Saturno, da cui il termine saturnismo per indicare avvelenamento da piombo. Nel libro della
Genesi (4, 22) si accenna ad un "Tubal Kain il fabbro, padre di tutti i lavoratori del ferro" (Fe, lat. ferrum).
Si trattava probabilmente di ferro meteorico. Soltanto nel XIV secolo fu possibile raggiungere la temperatura
necessaria per la produzione della ghisa. Monete cinesi di zinco (Zn, etimologia incerta) erano in uso fin dal
1400 a.C. In Europa lo zinco fu riscoperto nel 1746 da Marggraaf. Al Louvre è custodito un vaso giapponese
di antimonio (Sb, lat. stibium, conio) risalente al 3000 a.C. Quanto al nome antimonio (= antimonaco)
sembra che un suo composto sia stato usato da un monaco alchimista per sopprimere un confratello; ogni
riferimento a "Il nome della rosa" è puramente casuale. Omero cita un minerale che previene la peste; si
tratta dello zolfo (S, lat. sulphur) usato come farmaco e per scacciare i demoni. Il mercurio (Hg, lat.
hydrargyrum, argento liquido) è stato trovato in tombe egizie risalenti al 1600 a.C. Affascinerà gli alchimisti
che lo considereranno come una possibile chiave per la trasmutazione dei metalli "vili" in oro; per loro è
creatura di Ermete Trismegisto (Mercurio tre volte grande). XVII SECOLO. Nel Medioevo erano conosciuti
l’arsenico (As, dall’arabo az-zernik) e il bismuto (Bi, ted. weisse masse, massa bianca). Il fosforo (P, gr.
phosphoros, portatore di luce) fu scoperto nel 1699 da Hennig Brand, un alchimista tedesco dilettante, che
chiamò "fuoco freddo" la misteriosa sostanza, ottenuta per caso dall'urina, emanante una debole
luminosità.
XVIII SECOLO. Il cobalto (Co, ted. kobold, folletto) fu isolato per la prima volta dal chimico svedese Brandt,
nel 1735. Alla fine del XVII secolo i minatori Sassoni credevano che un minerale contenesse rame ma non
riuscirono mai ad ottenere il metallo: il risultato deludente di questi tentativi li portò a chiamare quel
minerale kupfernickel (il rame del vecchio Nik, Satana). Nel 1851,il tedesco Cronsted riuscì a isolare da questi
minerali un metallo bianco, il nichelio (Ni). Anche se fu studiato da Paracelso (che lo chiamò aria
infiammabile), Boyle e de Maierne, l’idrogeno (H, lat. hydrogenes, generatore di acqua) fu ottenuto puro
soltanto nel 1776 dall’inglese Henry Cavendish, il quale dimostrò che il prodotto della sua combustione è
l’acqua. L’azoto (N, lat. nitrogenes, generatore di salnitro; il nome significa non vitale) fu scoperto nel 1772
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dallo scozzese Daniel Rutherford ma soltanto nel 1840 Antoine-Laurent Lavoisier dimostrò trattarsi di un
elemento. La scoperta del manganese (Mn, lat. lapis magnes, antico nome della pirolusite) è attribuita a
J.G. Gahn e Carl Wilhelm Scheele. La scoperta dell’ossigeno (O) è dovuta all'inglese Joseph Priestley ed allo
svedese C.W. Scheele. Lavoisier lo chiamò principe oxygine, ritenendo fosse il principio di acidità (oxýs, in
greco, significa aguzzo e, in quel tempo, si credeva che le proprietà corrosive degli acidi fossero dovute alla
forma appuntita delle loro molecole). Il minerale molibdenite era un tempo confuso con la grafite ed
entrambi erano chiamati molibdan, dal gr. molybdos, piombo; da esso, nel 1778 C.W. Scheele ottenne un
metallo che chiamò molibdeno (Mo). Il wolframio (W, ted. wolf rahm, bava di lupo, perchè il metallo
interferiva negativamente nell’estrazione dello stagno, "divorandolo") fu scoperto nel 1781 da C.W. Scheele
in un minerale chiamato tungsten (svedese pietra pesante); ancor oggi il wolframio, nei Paesi Anglosassoni,
viene chiamato tungsteno.
In laboratorio
Proprietà dei metalli del primo e del secondo gruppo.
Cosa serve
Sodio metallico*, potassio metallico*, calcio in granuli, nsstro di magnesio, acqua distillata, capsule,
vetri d’orologio, spatole, indicatore universale in cartina, pinze, bacchette di vetro, fornelletto
Bunsen, trepiede e reticella.
per la loro pericolosità vengono conservati in solventi organici
Cosa si fa
1.
Lavorando sotto cappa e sotto la guida dell’insegnante prepara una capsula piena a metà con
acqua distillata, taglia un piccolo pezzetto di sodio e ponilo su un vetro d’orologio, osservane
le caratteristiche e annotale nella tabella, osserva cosa succede all’aria. Metti il sodio
nell’acqua e annota tutto quello che succede. Con un pezzetto di indicatore universale
determina se la soluzione finale è acida o basico.
2. Ripeti le stesse operazioni per il potassio.
3. Prendi con le pinze un pezzetto di nastro di magnesio e mettilo in una capsula con acqua
distillata e come precedentemente annota se la soluzione è acida o basica. Scalda la capsula
con un fornelletto Bunsen mettendola su una reticella appoggiata si u n trepiede. Ripeti la
prova con l’indicatore. com’è la soluzione?
4. Prendi con una spatola qualche granulo di calcio e mettilo in una capsula con acqua distillata
e come precedentemente annota se la soluzione è acida o basica.
Completa la tabella
Metallo
Aspetto, reazione con
l’aria
Comportamento a contatto
con l’acqua
A quale altro elemento
assomiglia?
Na sodio
K potassio
Mg magnesio
Ca calcio
Scrivi le reazioni che avvengono tra i diversi elementi e l’acqua.
Il comportamento di calcio e magnesio è simile?
Cerca di riassumere le somiglianze e le differenze tra i diversi elementi da te esaminati
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Per la verifica
Domande aperte
1.
Disegna la struttura elettronica dei seguenti elementi: Ca, Al, O, S, Ne, rappresentali con i simboli di
Lewis
2. Cos’ è l’energia di ionizzazione? Come varia nei gruppi e nei periodi?
3. Quali sono le principali proprietà periodiche?
4. E’ più grande il raggio atomico del sodio o del potassio? Perché?
5. Ordina i seguenti elementi secondo il raggio atomico crescente: boro, sodio, potassio, ossigeno,
zolfo.
6. Quale proprietà periodica giustifica la tendenza di alcuni elementi a formare ioni negativi?
7.
Quale atomo ha raggio atomico maggiore: potassio o calcio? Perché?
8. Determina il numero di elettroni nell’ultimo livello di: Fe, Br, s, N, Ne
9. Il bromo acquista un elettrone (ione bromuro): disegna la sua struttura elettronica. Quale altro
elemento ha la stessa struttura dello ione bromuro?
10. Considera gli elementi del primo gruppo. Quali proprietà hanno: perché?
11. Riassumi la storia del sistema periodico.
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Falso
L’affinità elettronica è l'energia (kj/mol) necessaria affinchè un atomo neutro
allo stato gassoso si trasformi in uno ione negativo
Il numero d'ordine di ciascun gruppo nella tavola periodica indica quanti
elettroni sono presenti nel livello energetico più esterno
Le caratteristiche metalliche diminuiscono scendendo lungo un gruppo e
diminuiscono spostandosi verso destra lungo un periodo
La serie dei lantanidi e degli attinidi, è costituita da elementi in cui gli
elettroni stanno riempiendo gli orbitali d
I metalli alcalino-terrosi: sono berillio, magnesio, calcio, stronzio e bario
Nei metalli di transizione si stanno riempiendo gli orbitali f
Scelta multipla
1.
Quali erano i “buchi” nella tavola periodica di Mendeleev?
a) bromo e iodio; b) gallio e germanio; c) calcio e boro; d) rame e zinco
2. Un elemento che ha configurazione elettronica 4s2 3d10 4p6 appartiene al blocco:
a) s b) p c) d d) f
3.
Qual è la struttura elettronica esterna del calcio (Z=20)
a) 3s2 b) 4s2 c) 4p 2 d) 3d 2
4. Quali tra i seguenti elementi è un semi-metallo
a) Al b) Ca c) Sc d) Br
5. In quale periodo si trova l’elemento con minor elettronegatività di tutta la tavola periodica?
a) primo b) secondo c) terzo d)settimo
6. Gli elementi del 18° gruppo sono as monoatomici perché:
a) sono non-metalli b) sono piccoli c) hanno una configurazione stabile d) sono leggeri
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Problem solving
Calcoliamo l'elettronegatività del cloro secondo Mulliken sapendo che la sua energia di ionizzazione è
pari a 1260 kJ/mol (13,1 eV/particella) e la sua affinità elettronica è pari a -349 kJ/mol (-3,6
eV/particella) e convertiamo il valore ottenuto nella scala di Pauling
χ Mulliken =
1
1
, + 3,6) = 8,35
E. I .+ A. E. ) = (131
(
2
2
trasformiamo ora il valore nella scala di Pauling
χPauling =
χ Mulliken
2,78
=
8,35
= 3,00
2,78
Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
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Orizzontali
Verticali
1. tendenza di un elemento ad attrarre
elettroni quando è legato ad altri elementi
2. rame, zinco, oro sono metalli di...
3. se ne stanno da soli
4. gli elementi che lo raggiungono sono "stabili"
6. esiste quella elettiva e quella elettronica
5. lo sono l'alluminio, il germanio, l''antimonio
7. le righe orizzontali della tavola periodica
6. i metalli del primo gruppo
9. arrivò allo stesso modello di Mendeleev
8. il numero "ordinatore" della tavola
10. il padre della tavola periodica
11. gli elettroni del livello più esterno
12. elaborò la teoria delle ottave
13. una proprietà periodica che determina il volume degli
atomi
14. le righe verticale della tavola periodica
15. chimico americano, costruì una scala
dell'elettronegatività
I legami chimici
Perché gli atomi non stanno da soli?
Dagli atomi alle molecole
In natura esistono miliardi di tipi diversi di sostanze, formate dall’unione degli atomi dei diversi
elementi ,un centinaio circa. Gli atomi si uniscono tra loro per mezzo di legami chimici, generando
le proprietà dei corpi quali gusto, odore, colore, o mattoni per costruire aggregati complessi, come
quelle che formano il nostro corpo, ad esempio gli amminoacidi e le proteine. Ciascun tipo di atomo
porta una qualità particolare alla sostanza di cui fa parte. La sostituzione di un solo atomo può
trasformare un combustibile in un veleno o rendere commestibile una sostanza immangiabile.
Ma perché gli atomi si uniscono?
I legami si formano perché gli atomi tendono a completare il livello elettronico più esterno,
assomigliando al gas nobile più vicino. Possono farlo mettendo in comune una o più coppie di
elettroni più esterni, che formando un’unica nube agiscono da "colla": si ha il legame covalente che dà
origine a molecole come quella dell’acqua o ad agragati reticolari come quello del diamante. È un po’
come se una persona si offrisse di dividere l’ombrello con un’altra: entrambe lo possederebbero per
ripararsi dalla pioggia. Il numero di legami che un atomo può formare dipende dal numero di elettroni
che ha nell’ultimo livello (elettroni di valenza). I legami covalenti possono essere semplici (una
coppia di elettroni in comune), doppi (due coppie) o tripli (tre copie).Per rappresentare la struttura
degli atomi e delle molecole è utile la configurazione di G. Lewis:, chimico dell’università
dell'università della California che nel 1916. per primo attribuì la difficoltà di combinarsi dei gas nobili
al fatto di possedere 8 elettroni nell’ultimo livello e avanzò quindi l'ipotesi che gli altri elementi che
non presentavano la stessa configurazione elettronica esterna tendessero a raggiungerla mediante
legami chimici.
Prendiamo ad esempio due atomi di cloro, rappresentandoli mediante la loro configurazione di Lewis:
due elettroni spaiati possono essere “messi in comune” per essere condivisi da entrambi gli atomi ed il
doppietto elettronico funge da legame, finendo per appartenere ad entrambi gli atomi ed entrambi gli
atomi avranno intorno a sè 8 elettroni ed acquisiranno la configurazione del gas nobile Ar (argo).
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Il legame che si forma per condivisione di una coppia di elettroni da parte di due atomi di uno stesso
elemento è un legame covalente semplice e può essere rappresentato mediante una barretta che unisce
i due simboli chimici.
Cl-Cl
In modo analogo il cloro può condividere l’elettrone spaiato con un atomo di idrogeno che
completerà il primo livello, diventando simile all’elio.
Cl
H
H-Cl
Possiamo avere legami doppi come nella molecola dell’ossigeno in cui vengono condivise due coppie
di elettroni
O=O
Nel caso dell'azoto la configurazione elettronica superficiale è del tipo 2s2 2p3, con tre elettroni
spaiati su due orbitali p. Per completare l'ottetto ciascun atomo di azoto deve dunque condividere 3
elettroni
Il legame che si forma è un legame covalente puro triplo che può essere rappresentato con tre barrette
poste tra i simboli chimici dei due atomi
N≡N
Per poter formare un legame covalente gli elettroni devono essere da soli nel proprio orbitale cioè
“spaiati”. Può accadere che un atomo "spai" un doppietto elettronico, trasferendo un elettrone di un
doppietto ad un orbitale vuoto poco più energetico, ottenendo così due elettroni spaiati. Nonostante
tale processo risulti energeticamente non favorito, la formazione di elettroni spaiati permette
all'atomo di formare un numero maggiore di legami chimici che rendono complessivamente più
stabile il sistema finale. Il carbonio presenta una configurazione superficiale s2 p2 con 2 elettroni
spaiati negli orbitali p con i quali si presume sia in grado di fare due legami covalenti.
In realtà, il carbonio spaia facilmente gli elettroni dell'orbitale s, passando dalla configurazione stabile
alla configurazione
in cui un elettrone s è stato promosso in un orbitale vuoto pz.
In tal modo il carbonio è in grado di utilizzare 4 elettroni spaiati per effettuare altrettanti legami
chimici covalenti, come accade ad esempio nel metano CH4.
Come si forma il legame covalente?
Affinchè si formi un legame il sistema rappresentato dagli atomi legati deve risultare più stabile
rispetto al sistema formato dagli atomi separati. Si può dimostrare che quando i due atomi si
avvicinano in risposta all'attrazione che ciascun nucleo esercita sull'elettrone spaiato dell'altro atomo,
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esiste una distanza critica in corrispondenza della quale la forza di attrazione viene esattamente
bilanciata dalla repulsione che si produce tra i gusci elettronici negativi.
Per distanze inferiori prevale la repulsione, per distanze maggiori prevale l'attrazione. In
corrispondenza di tale distanza viene quindi resa minima l'energia potenziale del sistema, come si può
osservare nel grafico sottostante.
Tale distanza corrisponde alla lunghezza di legame, parametro solitamente misurato in angström
L'energia che si libera per effetto dell'aumento di stabilità, misurata in KJ/mol, è detta energia o forza di
legame e coincide con l'energia che è necessario fornire alla molecola per rompere lo stesso legame.
Nella figura possiamo vedere come varia l’energia del sistema quando avviciniamo due atomi di
idrogeno: a distanza molti grandi li atomi non interagiscono E=0, man mano che si avvicinano
l’energia diminuisce e si ha un valore di energia minimo in corrispondenza della distanza di legame
quando gli elettroni sono attratti da tutti e due i nuclei e la struttura raggiunge la massima stabilità,
avvicinando ulteriormente gli atomi prevalgono le forze repulsive e l’energia aumenta.
La lunghezza e l’energia del legame dipendono dalle dimensioni degli atomi e dal numero di coppie di
elettroni condivisi, la lunghezza diminuisce con la molteciplità dei legami. In genere la tendenza a
formare legami covalenti è tipica dei non metalli: C, Si, O, S, N, P, Cl. e può portare alla formazione di
molecole “finite” o di aggregati molecolari, come nella
struttura del diamante o del quarzo (SiO2).
Il legame covalente può essere puro o omeopolare se si
forma tra due o più atomi di uno stesso elemento non
metallico, come nelle molecole dell'idrogeno gassoso
(H2), dell'ossigeno gassoso (O2), del cloro gassoso (Cl2),
dell'azoto gassoso (N2)
Quando i due atomi che condividono una coppia di
elettroni appartengono ad elementi diversi il legame
covalente è detto polare. In questo caso infatti
l'attrazione esercitata dai due nuclei risulta essere di
diversa intensità. Nella molecola d'acqua, ad esempio,
in cui l'ossigeno raggiunge l'ottetto condividendo i suoi
Figura.31 - Energia e distanza tra gli atomi
due elettroni spaiati con gli elettroni spaiati di due
atomi di idrogeno, ciascun doppietto risulta
maggiormente attratto dall'ossigeno.
Tipo di
legame
E legame
KJ/mol
Tipo di
legame
E legame
KJ/mol
213
Lunghezza
media
legame A°
1,48
C-C
351
Lunghezza
media
legame A°
1,54
O-O
O=O
498
1,21
C=C
610
1,34
H-H
436
0,75
C= C
832
1,20
F-F
159
1,44
Cl-Cl
242
1,28
Tabella - Energia e lunghezza del legame A° (Angstrom)=10-10 metri
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Sull'ossigeno si forma
Molecola
Differenza
elettronegatività
Momento dipolare
(10-30 C.m)*
HF
1,9
6,36
HCl
0,9
3,43
HBr
0,7
2,63
HI
0,4
1,27
parziale
una
carica negativa, mentre
sopra gli idrogeni si
produce una parziale
carica positiva.
Come abbiamo già visto,
si
definisce
elettronegatività la
*Il momento dipolare è una carica per una distanza, nel SI si misura in
capacità di un atomo di
Coulomb per metro C.m
attrarre gli elettroni di
legame. Se i due nuclei attraggono diversamente li elettroni, la nube elettronica si trova
addensata sull’atomo più elettronegativo. La molecola assume una parziale carica negativa sull’atomo
più elettronegativo e positiva sull’altro: diventa un dipolo ed ha un momento dipolare µ il
prodotto della carica q associata ad uno dei baricentri di carica (la carica dell'altro baricentro ha valore
uguale e di segno opposto) per la distanza r tra i baricentri: µ = q ⋅ r
Tabella: Momento dipolare di alcune molecole (Gassose)
Il momento dipolare è una grandezza vettoriale, che viene rappresentata con una freccia
orientata dal polo positivo al quello negativo
Esempio tra cloro e idrogeno c’è una differenza di elettronegatività pari a 3-2,1=0,9
Convenzionalmente un legame covalente si definisce polare se la differenza di elettronegatività
(Tabella pag. ) tra i due atomi coinvolti è compresa tra 0 ed 1,7. Se la differenza di elettronegatività
supera 1,7 il legame diventa ionico.
La forma delle molecole
Non sempre ad un legame polare corrisponde una molecola polare. Bisogna considerare come gli
atomi sono disposti nello spazio cioè la geometria della molecola.
Le molecole biatomiche con legame covalente polare sono necessariamente dipoli. Ad esempio
In tutti gli altri casi è necessario conoscere ricavare la struttura molecolare
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Ad esempio le molecole dell'anidride carbonica CO2 e del fluoruro di berillio BF2 non sono polari,
in quanto hanno una struttura lineare, ed i due “dipoli” orientati in senso opposto si annulano a
vicenda.
La molecola d'acqua è invece polare poiché presenta un angolo di legame di circa 104°.
Figura 33 - Mettere immagini di molecole polari e non polari
Legame dativo o di coordinazione
In genere il numero di legami covalenti che un atomo può formare (valenza) sia sempre pari al
numero di elettroni spaiati che può condividere fino al completamento dell'ottetto. In realtà ciò è
vero nella maggior parte dei casi, ma non in tutti.
Un legame covalente si può formare a partire da un doppietto elettronico messo a disposizione da un
atomo donatore e da un orbitale vuoto messo a disposizione da un atomo accettore. Tale legame è
detto dativo e una volta formatosi è indistinguibile da un normale legame covalente.
Prendiamo ad esempio lo zolfo e l'ossigeno, entrambi appartenenti al VI gruppo A, a cui mancano due
elettroni per raggiungere la configurazione dell'ottetto.
Potrebbero unirsi con un doppio legame con condivisione delle due coppie di elettroni e formazione
di una molecola del tipo:
S = O. Ma questa struttura non è stabile: combinando zolfo e ossigeno si
ottengono due tipi di molecole diverse, l'anidride solforosa SO2 e l'anidride solforica SO3. Come è
possibile? Ogni legame in più che si forma produce un ulteriore aumento di stabilità della molecola.
L’ossigeno può subire una transizione dalla configurazione più stabile, prevista dalla regola di Hund:
alla configurazione, meno stabile
nella quale un elettrone è stato spostato da un orbitale pz
ad un orbitale py. Ora l'ossigeno ha un orbitale pz vuoto che può ospitare un intero un doppietto
elettronico per formare un ulteriore legame chimico con lo zolfo. Se lo zolfo utilizza uno solo dei suoi
Anidride
solforosa
doppietti elettronici si
Anidride
solforica
forma l'anidride solforosa o biossido di zollfo
Se lo zolfo utilizza entrambi i doppietti si forma l'anidride solforica o triossido di zolfo.
Come si può osservare, il legame dativo viene rappresentato da una freccia che va dal doppietto
elettronico messo a disposizione all'orbitale vuoto dell'atomo accettore. Grazie al legame molti
elementi ( in particolare gli elementi alla fine di un periodo) possono formare un numero variabile di
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legami con l'ossigeno (hanno diverse valenze) legandosi con esso in diverse proporzioni, come aveva
scoperto Dalton nella legge delle proporzioni(pag. ). Il cloro, ad esempio, che possiede una
configurazione elettronica esterna s2 p5, ha un elettrone spaiato e tre doppietti non condivisi
disponibili per legami dativi. Quattro sono i composti tra ossigeno e cloro: anidride ipoclorosa Cl2O,
anidride clorosa Cl2O3, anidride clorica Cl2O5 e anidride perclorica Cl2O7.
La geometria delle molecole: teoria VSEPR
La teoria VSEPR permette di prevedere la geometria delle molecole cioè la loro struttura spaziale
partendo da semplici considerazioni sulla repulsione che i doppietti elettronici superficiali esercitano
reciprocamente. La sigla VSEPR significa Valence-Shell Electron-Pairs Repulsion (repulsione tra
doppietti elettronici dello strato di valenza). Se rappresentiamo la struttura atomica con i simboli di
Lewis possiamo individuare un atomo “centrale2 attorno a cui ci sono sia coppie (doppietti) di
elettroni impegnati nel legame sia coppie“libere”. I doppietti elettronici essendo carichi
negativamente, si respingono tendendo a disporsi il più lontano possibile gli uni dagli altri, in modo
da rendere minima la forza repulsiva e più stabile l'intera molecola.
La teoria prevede inoltre che i doppietti elettronici liberi (non impegnati in legami) tendano ad
occupare un volume maggiore rispetto ai doppietti elettronici condivisi cioè impegnati in legami e
esercitino una forza repulsiva più intensa. I legami doppi e tripli vengono considerati come legami
semplici. La repulsione esercitata tra coppie di elettroni, varia secondo l’ordine seguente: repulsione
tra doppietti liberi > repulsione tra doppietti liberi e di legame > repulsione tra doppietti di legame.
Le principali configurazioni sono:
1) molecole con 2 doppietti di legame
Il caso più semplice consiste in una molecola con un atomo centrale con due coppie di
elettroni di legame. La struttura è lineare con i doppietti elettronici equidistanti, a formare
angoli di 180°.
Hanno questa forma:
l'anidride carbonica
CO2
O=C=O
il fluoruro di berillio
BeF2
F − Be − F
l'acido cianidrico
l'idruro di calcio
HCN
CaH2
H−C≡N
H − Ca − H
2) molecole con 3 doppietti di legame
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Si ha una struttura trigonale planare con angoli di 120°.
Hanno questa forma:
il fluoruro di boro BF3, lo ione carbonato CO32-, lo ione nitrato NO3-.
Se un doppietto non è impegnato nel legame esercita una repulsione maggiore sui due
doppietti impegnati, i quali si avvicinano leggermente. Risulta una struttura
angolare con un angolo di legame leggermente minore di 120°.
Possiedono strutture di questo tipo l'anidride solforosa SO2 e l'ozono O3.
3) Molecole con 3 doppietti di legame
Si ha una struttura tetraedrica con angoli di legame di 109,5°
Hanno strutture di questo tipo il metano CH4 lo ione solfato SO42-, lo ione ammonio NH4+
Se uno dei doppietti non è condiviso si ha una struttura a piramide triangolare, con gli
angoli minori di 109,5° (intorno ai 107°).
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Hanno struttura di questo tipo:
l'ammoniaca NH3, il tricloruro di fosforo PCl3, lo ione solfito SO32-.
Se le coppie non impegnate in legami sono 2 si ha una struttura angolare con angoli più
piccoli (per le presenza di due doppietti liberi), intorno ai 103 - 104°.
Presentano strutture di questo tipo l'acqua H2O e l'acido solfidrico H2S.
Legame ionico: metallo e non metallo, struttura cristallina
Le formule dei composti ionici.
Nella formula chimica dei composti ionici è
necessario che la formula sia elettricamente
neutra (la somma delle cariche negative deve
essere eguale a quella delle cariche positive). Si
scrivono, per convenzione, prima i cationi, poi
gli anioni, dando ad ognuno di essi un
coefficiente al piede che indica in che rapporto
stechiometrico si trovano i vari componenti del
sistema; per esempio: NaCl, CaF2, AlCl3,
Al2O3, K2S. E’ ovvio che non sia possibile
sapere, in NaCl, a quale dei 6 Cl coordinati a
un Na si riferisca l’espressione "NaCl"; ma
sicuramente in un cristallo qualsiasi di NaCl, il
rapporto fra il numero di Na+ e quello di Cl- è
eguale a 1; in uno di K2S, il numero di K+ è
due volte quello di S--.
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Anziché limitarsi a condividere gli elettroni di altri
atomi, alcuni elementi, i non metalli, li strappano
via ad altri, i metalli. In questo modo si formano
ioni, cioè atomi che hanno perso o acquistato uno
o più elettroni e quindi possiedono una carica
elettrica. Può così accadere che scippato e
scippatore risentano di una reciproca attrazione
elettrostatica, e formino un "legame ionico". Un
classico esempio è quello del sale da cucina, o
cloruro di sodio, in cui ioni positivi di sodio (Na+)
sono legati a ioni negativi di cloro (Cl-). In
generale si ha un legame ionico tra un metallo ed
un non metallo.
Quando tra due atomi si ha una forte
differenza di elettronegatività ( ∆ E=1,7) si
forma un composto ionico in cui gli
elettroni vengono trasferiti da un atomo
all’altro. Gli ioni stanno uniti grazie
all’attrazione elettrostatiche delle loro
cariche opposte.
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Per i composti ionici non possiamo parlare di “molecole” cioè di aggregati finiti di atomi, essi infatti
hanno generalmente una struttura solida cristallina, in cui gli ioni positivi e negativi sono disposti in
modo regolare nello spazio, in modo da formare un “reticolo”.
Le forze elettrostatiche che attraggono ioni positivi e negativi seguono la legge di Coulomb, che
esprime la forza di interazione tra due corpi carichi:
k = costante (che dipende anche dalle unità usate),
Za, Zb = cariche (con segno) dei due ioni che interagiscono,
rab = distanza tra i due nuclei
Poiché queste forze hanno simmetria sferica (l'azione della forza si esercita in modo perfettamente
uguale in tutte le direzioni) il legame ionico non è direzionale Questa proprietà distingue nettamente
il legame ionico da quello covalente.
Tendono a formare ioni positivi li elementi del primo e del secondo gruppo, ioni negativi quelli del
sesto e del settimo. anche i metalli di transizione ed i lantanidi si comportano come metalli e danno
ioni positivi.
Anche nel legame ionico si ha un guadagno energetico cioè l’aggregato reticolare è più stabile rispetto
agli ioni da soli. Le sostanze ioniche hanno un’elevata temperatura di fusione e una bassissima
conducibilità elettrica alla stato solido, alla stato fuso o in soluzione invece la conducubiltà è elevata
perché gli ioni non sono più legati tra loro ed in posizioni fisse, ma liberi di muoversi.
L’energia reticolare è l’energia liberata quando ioni di segno opposto si uniscono per
formare un reticolo cristallino, dipende dalle dimensioni degli ioni e dalla loro carica
Differenza elettronegatività
Alcuni esempi per il cloruro di litio LiCl è di 832 KJ/mole mentre per cloruro di sodio è 764 KJ/mole
Il passaggio tra legame covalente e ionico non è netto (il valore di ∆ E=1,7 è indicativo), all’aumentare
della differenza di elettronegatività gli elettroni si spostano sempre più verso l’atomo più
elettronegativo.
Legame ionico-legame covalente
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
La tabella è stata ricavata dai valori di
elettronegatività,
ricavati
da
LEGAME COVALENTE
un'equazione empirica suggerita da
Pauling principalmente, che è stata
concepita per esprimere il carattere
LEGAME IONICO
ionico del legame covalente. E'
unicamenta in questa ottica che essa
trova
corretta
applicazione.
Soprattutto, non la si deve utilizzare
nel caso di composti ionici, né,
0
1
2
3
4
tantomeno, per valutare se un
% carattere ionico
composto sia di natura ionica o
covalente. Un suo uso improprio potrebbe infatti portare a conclusioni contraddittorie. Ad esempio,
composti decisamente ionici, quali NaCl, MgCl2 o addirittura ZnCl2, risulterebbero avere un carattere
ionico (rispettivamente 67%, 55% e 39%) inferiore o simile a certi composti covalenti quali BeF2 (79%
ionicità) o BF3 (63%). Oppure si sarebbe tentati di concludere che l'acido fluoridrico è un composto di
natura più ionica che covalente, avendo il legame in HF il 59% di ionicità
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Legame metallico.
Come abbiamo già visto i metalli sono solidi cristallini, duttili, malleabili, buoni conduttori di
corrente e i calore..Le loro proprietà possono essere spiegate con un modello che prevede un reticolo
cristallino formato da ioni positivi immersi in un mare di elettroni dovuto agli elettroni di valenza che
non sono legati al singolo ione, ma sono “de localizzati” ed appartengono all’intera struttura. La loro
libertà di movimento giustifica la buona conducibilità dei metalli
Legami intermolecolari
Esistono anche legami intermolecolari che si formano tra molecole, che genericamente prendono il
nome di forze di Van der Waals
Dipolo-dipolo si ha tra molecole polari in cui sono presenti cariche opposte e si attraggono per
mezzo di forze elettrostatiche.
Un caso particolare è il legame a idrogeno si forma tra una atomo di idrogeno e un altro
atomo piccolo e molto elettronegativo (F, O, N, Cl); ha un’energia più forte rispetto agli altri
legami ed è direzionale. Questo legame si trova nell’acqua l’idrogeno debolmente positivo di
una molecola attira l’ossigeno con una debole carica negativa di un’altra molecola. E’
responsabile dell’associazione molecolare, della minor densità del ghiaccio rispetto all’acqua,
dell’alta solubilità di composti polari in acqua. Inoltre impedisce all’acqua di evaporare a
basse temperature e consente la vita.
Figura Struttura dell’acqua.
Dipoli indotti
Interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto si hanno nelle molecole non polari in cui la
distribuzione degli elettroni è simmetrica. Ma in tempi molto brevi si possono formare dei
dipoli istantanei che perturbano le molecole vicine provocando la formazione di dipoli
indotti. Tra i diversi dipoli si hanno attrazioni reciproche chiamate forze di London
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Figura. Forze intermolecolari nelle molecole non polari
Costruzione delle formule dei composti: il numero di ossidazione
Per costruire correttamente la maggior parte delle formule dei composti chimici è sufficiente conoscere
alcune semplici regole. Molto utile è il concetto di numero di ossidazione di un elemento (nox)
Si definisce numero di ossidazione (nox) la carica, reale o formale, che assumerebbe un
elemento in un composto, se si attribuissero gli elettroni di legame all'elemento più
elettronegativo.
Nel caso di un legame fra due elementi uguali (o della stessa elettronegatività) si assegna un elettrone a
ciascun elemento. La carica che l'elemento "assume", si determina dal confronto con la
configurazione elettronica esterna dell'elemento, nel suo stato fondamentale. Nei composti ionici la
carica è reale e coincide con il numero di cariche portate dallo ione. Ad esempio nel cloruro di sodio
NaCl, costituito da uno ione sodio Na+ e da uno ione cloro Cl-, il sodio presenta nox +1, mentre il cloro
presenta nox -1. La carica è formale nei composti covalenti. Ad esempio nell'acqua H2O, gli elettroni
di legame vengono assegnati all'ossigeno più elettronegativo, il quale assume perciò
convenzionalmente 2 cariche negative e presenta nox -2. Ciascuno dei due idrogeni presenta quindi
nox +1. Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione. Vengono date di
seguito alcune regole convenzionali per l'attribuzione dei numeri di ossidazione.
1.
Il nox delle sostanze elementari (H2, O2, Na, Cu etc) è sempre uguale a zero poichè gli atomi di
uno stesso elemento hanno la stessa elettronegatività.
2. Il nox di uno ione è pari alla sua carica
Ca2+ (nox +2)
Al3+ (nox +3)
S2- (nox -2)
3. L'idrogeno presenta sempre nox +1 tranne che negli idruri, composti in cui si lega
direttamente con i metalli alcalini e alcalino-terrosi (gruppo 1 e 2) che risultano essere gli unici
elementi più elettropositivi dell'idrogeno. In tali composti l'idrogeno ha dunque nox -1.
Gli idruri si scrivono sempre facendo seguire al simbolo del metallo il simbolo
dell'idrogeno: idruro di sodio NaH idruro di calcio CaH2.
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4. L'ossigeno ha sempre nox -2 tranne che nei perossidi (ad esempio nell’acqua ossigenata
H2O2) dove presenta nox -1.
5. Il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di
un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre nox -1
6. Gli altri elementi del gruppo numero 18 ( o VII A) hanno anch'essi nox -1, tranne quando si
legano con elementi più elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano
nox positivi.
7.
In generale per gli elementi dei gruppi A, il nox più elevato di un elemento corrisponde al
numero del gruppo 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 gruppi che
presentano come nox più elevato +7.
8. Sempre in generale, quando un elemento presenta più di un nox, il valore di quest'ultimo
diminuisce di 2 unità alla volta.
Così gli elementi del VII gruppo oltre al nox +7 possono presentare nox +5, +3, +1, -1.
Gli elementi del VI gruppo oltre al nox + 6 possono presentare nox +4, +2, -2.
Ricordiamo inoltre che:
la somma algebrica dei numeri di ossidazione degli elementi di un composto deve
risultare pari alla carica del composto. Zero se il composto è una specie neutra.
Questa regola ci permette, partendo da una formula chimica, di calcolare il numero di ossidazione
della maggior parte degli elementi che la componono.
Ad esempio per calcolare il numero di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforica SO2, procediamo
come segue: ciascun atomo di ossigeno presenta nox -2; complessivamente i due atomi presentano
nox -4; affinchè la somma dei nox sia zero lo zolfo deve presentare nox + 4.
Calcoliamo il nox dello zolfo nello ione poliatomico SO4-2
Quattro ossigeni valgono -8, la carica dello ione è -2, lozolfo deve essere + 6. Nel composto H2CO3 tre
atomi di ossigeno presentano complessivamente nox - 6, due idrogeni presentano nox + 2.
Sommando il nox degli ossigeni e dell'idrogeno si ottiene - 4. Affinchè la somma di tutti i nox dia 0
(molecola neutra) , il carbonio deve presentare nox +4.
La conoscenza dei numeri di ossidazione ci permette di costruire in modo semplice i principali
composti chimici.
Composti chimici binari
I composti binari sono formati da due soli elementi chimici. Le loro formule si scrivono ponendo
per primo l'elemento meno elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo. Il simbolo di
ciascun elemento è seguito da un numero in baso, detto indice, che indica quanti atomi di
quell'elemento sono presenti nel composto. Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i
rispettivi nox moltiplicati per il rispettivo indice la molecola risulti neutra. Per calcolare gli indici in
modo semplice è sufficiente utilizzare il nox del primo elemento come indice del secondo e viceversa.
Ad esempio se vogliamo 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. Nella molecola sono presenti 3 atomi di A per un totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B
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per un totale di 6 cariche negative. Se dopo aver calcolato gli indici questi risultino divisibili per uno
stesso numero, gli indici vanno semplificati.
Ad esempio se vogliamo costruire un composto binario partendo dagli elementi X con numero di
ossidazione +4 e Y con numero di ossidazione -2, si otterrà
Fanno eccezione alcuni composti, come ad esempio il perossido di idrogeno, H2O2, in cui gli indici
non vanno semplificati.
Idruri
Sono composti dell'idrogeno con metalli più elettropositivi. Lo ione idruro H- nox -1 e quindi nella
formula va scritto per secondo. Gli idruri dei metalli alcalini (I gruppo A), hanno formula generale:
MeH. Un esempio: idruro di potassio, KH. Gli idruri dei metalli alcalino terrosi (II gruppo A), che
presentano tutti nox +2, hanno formula generale: MeH2. Un esempio: idruro di calcio, CaH2.
1
2
.
3
4
5
1
H
3
Li
6
7
8
9
10 11 12 13
11 12
Na Mg
15
16
17
18
2
He
Non metalli
.
4
Be
14
.
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
Metalli di transizione
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
55
Cs
56
Ba
57
La
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
87
Fr
88
Ra
89
Ac
Figura. Tavola periodica con evidenziati gli ossidi acidi (rosa) basici (azzurri) e anfoteri (gialli)
Ossidi
Gli ossidi sono composti binari dell'Ossigeno (nox -2).con un altro elemento. Tutti gli elementi,
tranne i gas nobili, possono formare ossidi. Gli ossidi dei metalli hanno natura basica, quelli dei non
metalli hanno natura acida. Questa caratteristica è molto ben rappresentata sulla maggior parte delle
Tavole periodiche, in cui la casella dell'elemento è colorato in azzurro (natura basica) o in rosa (natura
acida). Gli ossidi basici si formano per la reazione di un metallo con l'ossigeno:
Metallo + O2 ossido
Il loro nome è formato dalla parola "ossido" seguito dal nome del metallo.
Nella nomenclatura IUPAC si usano de prefissi per indicare il numero di atomi. Es: K2O ossido di di
potassio, SO2 diossido di zolfo. Esempi:
Metalli alcalini:
Li2O, Na2O, K2O
Metalli alcalino-terrosi:
BeO, MgO, CaO
Alluminio:
Al2O3,
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Nel gruppo 14 troviamo stagno e piombo che presentano nox +2 e +4, formando con l'ossigeno due
tipi di ossidi. In tal caso nella nomenclatura tradizionale il composto a nox maggiore prende la
desinenza -ico, quello a nox minore prende la desinenza -oso.
Stagno (+2, +4)
Piombo (+2, +4)
ossido stannoso (ossido di stagno) SnO;
ossido stannico (diossido di stagno) SnO2
ossido piomboso (ossido di piombo) PbO;
ossido piombico (diossido di piombo) PbO2.
Principali ossidi degli elementi di transizione (gruppi n 2-12 o gruppi B)
Rame (nox +1, +2) ossido rameoso Cu2O; ossido rameico CuO
Argento (+1)
Zinco (+2)
ossido d'argento Ag2O
ossido di zinco ZnO
Cadmio (+2)
ossido di cadmio CdO
Mercurio (+1, +2) ossido mercuroso (ossidi di di mercurio) Hg2O
ossido mercurico (di mercurio) HgO
Ferro (+2, +3)
Cobalto (+2, +3)
ossido ferroso FeO; ossido ferrico Fe2O3
ossido cobaltoso CoO ; ossido cobaltico Co2O3
Nichel (+2, +3)
ossido nicheloso NiO ; ossido nichelico Ni2O3.
Ossidi acidi o anidridi
Si formano tra non metalli con l'ossigeno. Nella nomenclatura tradizionale il loro nome è formato
dalla parola "anidride" seguita dal nome del non metallo.
Non Metallo + O2 Anidride
Esempi:
Cloro (+1, +3, +5, +7)
Zolfo (+4, +6)
Azoto (+3, +5)
anidride ipoclorosa (nox +1)
anidride clorosa (nox +3)
anidride clorica (nox +5)
anidride perclorica (nox +7)
anidride solforosa (nox +4)
anidride solforica (nox + 6)
anidride nitrosa (nox +3)
anidride nitrica (nox +5)
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
SO2
SO3
N2O3
N2O5
Idracidi
Gli idracidi sono composti binari dei non metalli con l'idrogeno. I principali idracidi si formano
dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e con i non metalli del VI gruppo A.
Il nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non metallo seguito dalla
desinenza -idrico.
Con il gruppo cianuro CN- si forma l’acido cianidrico HCN. Gli elementi del gruppo 18 sono chiamati
alogeni (generatori di Sali) essi presentano sempre con l’idrogeno nox -1
acido fluoridrico
HF
acido cloridrico
HCl (acido muriatico)
acido bromidrico
HBr
acido iodidrico
HI
Negli idracidi del gruppo 16 i non metalli presentano nox -2
acido solfidrico
H2S
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Chimica generale, La struttura della materia
Sostituendo l’idrogeno degli idracidi con uno ione positivo si formano sali binari con desinenza -uri.
ES: NaCl (cloruro di sodio), KI (ioduro di potassio)
Nella nomenclatura iUPAC viene indicato con il relativo prefisso il numero di atomi: ES FeCl3
tricloruro di ferro, Fe2S3 trisolfuro di diferro
Composti chimici ternari.
Ossidi e 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 evidentemente anche
idrogeno.
Gli acidi sono sostanze che, sciolte in acqua, tendono a dissociarsi in un anione e in uno o più ioni
H+. Gli idrossidi sono sostanze a carattere basico che, sciolte in acqua, tendono a dissociarsi in un
catione e in uno o più anioni ossidrile OH-.
Per scrivere la formula 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:
HnXmOl (ACIDO).
Se si tratta di un idrossido vengono messi in evidenza i gruppi ossidrili, scrivendo per primo il simbolo
dell'elemento
metallico
Y
Negli ossoacidi, per distinguere il grado di ossidazione
seguito da tanti gruppi ossidrili
dell'elemento caratteristico si usano le desinenze -oso e -ico: la
racchiusi tra parentesi tonde,
La nomenclatura
IUPAC
prima
per il n° di ox
inferiore, la seconda per quello superiore.
quanti ne richiede il numero di
La nomenclatura
sostanze -e
chimiche
sopra
Qualora
queste non delle
siano sufficienti
solo allora-,
si faesposta
ricorso aiè
ossidazione "n" del metallo.
ancora ipousatae sia
dai(vedi
chimici
sia nell’uso
comune,
tuttavia per
prefissi
perad esempio
il caso
degli ossoacidi
del
IDROSSIDO Y(OH)n
Cloro).
avere nomi uguali in tutte le lingue, basati su regole razionali
I composti dei semi.metalli, ad
Nei
le desinenzeInternazionale
-oso e -ico diventano
rispettivamente
-itouna
eunasali,
Commissione
IUPAC
ha introdotto
esempio l’alluminio, possono
ato,
mentre gli eventuali
prefissi
vengonotutti
mantenuti
inalterati.
nomenclatura
razionale,
ad esempio
i composti
binari
comportarsi come acido o come
con l’ossigeo sii chiamano “ossido di” indicando con dei
N° di ossidazione
Sale
Ossoacido
base, a seconda delle condizioni
prefissi (di- tri- tetra) il numero di atomi:
di reazione. Sono detti composti
minore
ipo-elemento-ito
ipo-elemento-oso
Es Na2O è il diossido
di sodio, Ca2O è l’ossido
di dicalcio.
anfoteri e la loro formula
Tutti gli altri composti binari hanno la desinenza in –uro ed
intermedio 1
elemento-ito
elemento-oso
chimica può essere scritta come
indicano nello stesso modo il numero di atomi
quella di un acido o come quella
intermedio 2
elemento-ato
elemento-ico
di un idrossido in relazione alla
maggiore
per-elemento-ato
per-elemento-ato
particolare comportamento.
Acidi
Gli acidi ossigenati sono composti ternari, formati da H, O, e un non metallo o un metallo, quale ad
esempio V, Cr, Mn, il cui ossido a alto grado di ossidazione abbia caratteristiche acide. Formalmente,
le formule degli acidi ossigenati si possono ricostruire sommando acqua all'opportuno ossido, facendo
attenzione al rispetto delle regole della nomenclatura (-oso, -ico, meta-, orto-, etc.) e alla
"stechiometria" della reazione. Per ottenere la formula di un acido:
Ossido acido + acqua = Acido
Il carattere acido consiste nella tendenza a liberare ioni H+ in soluzione acquosa, è legato alla presenza
nella molecola di un non metallo, un elemento elettronegativo che attirando gli elettroni di legame li
allontana dagli atomi di idrogeno. Sugli atomi di idrogeno si forma una parziale, ma intensa carica
positiva che ne facilita la liberazione come ioni H+, una volta in acqua.
Il nome degli acidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente, sostituendo il termine "acido"
Per scrivere la formula di un acido è sufficiente sommare all'ossido 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno
per ogni molecola d'acqua che viene aggiunta.
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Ad esempio dall'anidride carbonica si ottiene l'acido carbonico:
CO2 + H2O H2CO3
mentre dall'anidride nitrica si ottiene l'acido nitrico
N2O5 + H2O (H2N2O6) 2HNO3
Esempio:
Lo zolfo con i numeri di ossidazione +4 e +6 forma i seguenti acidi:
SO2 + H20 H2SO3
SO3 + H20 H2SO4
acido solforoso (esiste solo in soluzione)
acido solforico
Per gli acidi dei gruppi V IV e III (P,Si,B, As) si usano prefissi meta-, orto- e piro-, per distinguere il
diverso grado di idratazione dell'ossoacido.
In sintesi, gli acidi orto si ottengono dai meta per aggiunta di una molecola di acqua. Il prefisso piro(o di-) si usa per indicare gli acidi che derivano dalla condensazione di due molecole di un ortoossoacido. In pratica, si raddoppiano gli elementi presenti nell'acido orto e si sottraggono due H e un
O. Anche questi prefissi vengono mantenuti invariati nella nomenclatua dei sali corrispondenti.
orto = meta + H2O
piro = 2 orto - H2O
Il Silicio con numero di ossidazione +4 forma due acidi
SiO2 + H2O ⇒ H2SiO3
acido metasilicico
H2SiO3 + H2O ⇒ H4SiO4
acido ortosilicico
Il Boro con nox +3 forma l'acido meta borico ed orto borico
B2O3 + H2O ⇒ 2HBO2
acido metaborico
HBO2 + H2O ⇒ H3BO3
acido ortoborico
Il Fosforo ha tre acidi fosforici (no. ox. P = +5):
metafosforico = (HPO3)n
ortofosforico = H3PO4
pirofosforico = H4P2O7
Il secondo è detto comunemente acido fosforico. E' un acido triprotico e forma quindi tre tipi di sali:
Fosfati neutri (ione PO43-), monoidrogenofosfati (ione HPO42-), e diidrogenofosfati (ione H2PO2-). Il
sale Ca3(PO4)2, indicato comunemente come fosfato di calcio, in realtà è l’ortofosfato neutro di
Calcio. Il terzo acido fosforico, il pirofosforico (o difosforico) deriva dalla condensazione di due
molecole di acido ortofosforico. Lo ione pirofosfato è un composto molto importante dal punto di
vista biologico.
Nella nomenclatura IUPAC il nome dell’acido si ottiene così:
Acido + numero atomi ossigeno+ “osso”+numero atomi non-metallo+radice +“ico”+
numero romano di ossidazione non metallo (tra parentesi)
Es: H2SO4 acido tetra osso solforico (VI), H2Cr2O7
Un acido si dice forte quando in soluzione acquosa è completamente o quasi completamente
dissociato in anioni e ioni H+, si dice debole quando è poco dissociato (vedi pag. pH). La forza di un
acido si può prevedere in linea di massima, osservando il numero di atomi di idrogeno e di ossigeno
presenti nella sua molecola. Un acido 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 H2CO3è debole, l'acido nitrico HNO3 è forte.
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Chimica generale, La struttura della materia
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 H+ + NO3un 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 H+ + HCO3HCO3 H+ + CO32Si può scrivere la dissociazione in un’unica reazione.
H2CO3 2H+ + CO32Elem en to
n o. ox
Acido
An ion e
Carbon io
+4
H2CO3
Acido carbon ico
CO32carbon ato
Azoto
+3
HNO2
Acido n itroso
NO2n itrito
+5
HNO3
Acido n itrico
NO3n itrato
Fosforo
+3
Zolfo
+4
H3PO3
Acido
Stru ttura
HPO32fosforoso fosfito
H2SO3
Acido solforoso
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SO32solfito
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Chimica generale, La struttura della materia
Elem en to
n o. ox
Acido
An ion e
Stru ttura
Cloro
+1
HClO
Acido ip ocloroso
ClOip oclorito
+3
HClO2
Acido cloroso
ClO2clorito
+5
HClO3
Acido clorico
ClO3clorato
+7
HClO4
Acido p erclorico
ClO4p erclorato
Tabella . I principali acidi.
Idrossidi
Gli idrossidi si formano sommando una o più molecole d'acqua ad un'ossido basico
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. 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-. Il nome degli idrossidi si ottiene da quello dell'ossido corrispondente,
sostituendo il termine "idrossido" al termine "ossido". Per scrivere la formula un idrossido è sufficiente
far seguire al metallo tanti gruppi ossidrili quanti ne richiede il numero di ossidazione del metallo.
Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio: K2O + H2O 2KOH,
mentre dall'ossido di rame si ottiene l'idrossido di rame:
CuO + H2O Cu(OH)2
Costruire la formula di un sale: il nitrato di sodio.
1. La desinenza -ato del sale indica che esso deriva da un
acido -ico, cioè dall'acido nitrico N(+5)
2. Se non si ricorda la formula dell'acido nitrico, si può
ricostruirla, aggiungendo acqua al corrispondente ossido
acido (anidride nitrica)
3. Scrivere l'ossido dell'Azoto con grado di ossidazione +5.
Poiché negli ossidi l'Ossigeno ha sempre no. di ox -2,
affinché la somma dei numeri di ossidazione dell'ossido
(composto neutro) risulti ZERO, dovrò prendere 2 atomi di
azoto e 5 di ossigeno: N2O5 Pentossido di diazoto o
anidride nitrica
4. Nella reazione del pentossido di diazoto con l'acqua,
occorre fare attenzione che:
N2O5 + H2O = 2 HNO3 (2 molecole di acido nitrico)
5. Infine, per scrivere il sale devo sostituire l'H (ione H+)
dell'acido nitrico con lo ione sodio (Na+). Quindi: NaNO3
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
totalmente dissociata negli ioni
che lo costituiscono. In altre
parole i sali sono di solito
elettroliti forti .
Si dicono elettroliti tutti i
composti chimici che in acqua si
dissociano in ioni e quindi
conducono la corrente elettrica.
Sono detti forti gli elettroliti che si dissociano completamente, deboli quelli che si dissociano
parzialmente. Per costruire la formula chimica di un sale è necessario:
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1.
Chimica generale, La struttura della materia
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
I principali composti inorganici
BINARI
TERNARI
OSSIDI
IDROSSIDI
Ossigeno + metallo (basico)
Ossigeno + non metallo (anidride)
Nomenclatura
TRADIZIONALE :dipende dal numero di ossidazione
dell’elemento
Ossido o Anidride +
Basso numero: IPO (nome dell’elemento) OSA
Medio numero: (nome dell’elemento) OSA
Alto numero: (nome dell’elemento) ICA
Altissimo numero: PER (nome dell’elemento) ICA
ES FeO ossido ferroso, Fe2O3 ossido ferrico
IUPAC :dipende dal numero di molecole di ossigeno
presenti nel composto. Monossido, Triossido ecc+
nome dell’elemento preceduto da di, tri, tetra se è
presente in più atomi
Es: FeO ossido di ferro, Fe2O3triossido di diferro,
Mn2O7 eptaossido di di manganese
IDRURI
Metallo + (ossigeno + idrogeno)
Hanno uno o gruppi OH-ossidrili (in numero uguale al
numero di ossidazione del matallo) in acqua si dissociano
rendendo la soluzione basica
Nomenclatura
TRADIZIONALE: Idrossido + di + (nome dell’elemento con
suffisso oso o ico a seconda del numero di ossidazione)
Es CuOH idrossido rameoso, Cu(OH)2 Idrossido rameico
IUPAC: Mono idrossido, tri idrossido + (nome
dell’elemento)
CuOH idrossido di rame, Cu(OH)2 diidrossido di rame
OSSIACIDI
Idrogeno + non metallo + ossigeno
(in acqua si dissociano liberando ioni H+ che rendono la
soluzione acida)
l’idrogeno in acqua si comporta da ione positivo e non è
legato direttamente al non metallo ma si lega con
l’ossigeno
metallo + idrogeno
Nomenclatura
Nomenclatura
TRADIZIONALE
Idruro + di + (nome dell’elemento)
N.B.: L’ idrogeno si comporta da ione negativo
uguale a quella tradizionale degli Ossidi. Es. HNO2 acido
Ione negativo scritto a destra
nitroso, HNO3 acido nitrico
Ione positivo scritto a sinistra
IUPAC
Nomenclatura
Acido+ monosso, diosso,triosso (a seconda del numero di
atomi di ossigeno nella formula) ico+nome del non metallo
TRADIZIONALE
+(numero di ossidazione del non metallo in numeri romani)
Idruro di +nome metallo) Es CaH2 idruro di calcio
HNO2 acido diossonitrico (III)
IUPAC
Idruro (con prefisso di, tri, tetra ecc. se gli H sono più HNO3 acido triossonitrico (V)
di uno)+nome metallo. Es CaH2 diidruro di calcio
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IDRACIDI
SALI OSSIGENATI
non metallo + idrogeno
Nomenclatura
TRADIZIONALE
Acido + (nome dell’elemento) + idrico Es HCl acido
cloridrico, H2S acido solfidrico
IUPAC
(prefisso indicante non metallo) -uro di idrogeno (con
prefisso di, tri, tetra ecc. se gli H sono più di uno)
Es HCl cloruro di idrogeno
H2S solfuro di diidrogeno
SALI BINARI
Metallo + non metallo + ossigeno
Nomenclatura
TRADIZIONALE
Se necessario IPO o PER (nome del non metallo) + ITO o
ATO (a seconda del numero di ossidazione)+ di + (nome del
metallo, se il metallo ha diversi numeri di ossidazione-oso,ico)
Se l’acido ha desinenza -OSO il sala avrà -ITO
Se l’acido ha desinenza-ICO il sale avrà-ATO
Es: Na2SO4 solfato di sodio
Na2SO3 solfito di sodio
Cu (NO3)2nitrato rameico
IUPAC
Come per gli acido al posto di –ICO si mette-ATO e si indica
con prefisso il numero di ioni derivati dall’acido di +,nome
metallo, bisogna indicare il numero di atomi di metallo con
un prefisso (mono, di, tri..)
Es: Na2SO4 tetraossosolfato (V) di disodio
Na2SO3 triossosolfato(V) di disodio
Cu(NO3)2 ditriossonitrato (V) di rame
metallo + non metallo (Sono derivati degli idracidi per
sostituzione dell’idrogeno con un metallo)
Nomenclatura
TRADIZIONALE
Nome dello ione negativo + URO + nome dello ione
positivo (-oso o –ico) Es FeCl2 cloruro ferroso, FeCl3
cloruro ferrico
IUPAC
(di, tri,tetra) Nome dello ione negativo + URO + nome
dello ione positivo Es FeCl2 dicloruro di ferro
FeCl3 tricloruro ferrico
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Chimica generale, La struttura della materia
In laboratorio
1. Polare..non polare
Cosa serve
3 burette e sostegni, 3 becker, bacchette di vetro e di ebanite, strofinacci di lana e di seta, provette, porta
provette, spatole, bacchette di vetro.
Acqua, alcol etilico (infiammabile), eptano (si può usare lo smacchiatore Avio (fare attenzione:
infiammabile e irritante)
Cosa si fa
Metti i tre liquidi da analizzare in tre burette attaccate all’apposito sostegno, poni sotto ogni buretta un
becker
Strofina con un panno di seta una bacchetta di vetro: si caricherà positivamente, strofina con un panno
di lana una bacchetta di ebanite si caricherà negativamente.
Apri il rubinetto della prima buretta, facendo uscire un filo di liquido.
Avvicina la bacchetta di vetro e nota cosa succede, ripeti con la bacchetta di ebanite e fai lo stesso per
gli altri due liquidi
Completa la tabella
Cosa succede?
Con cariche positive
(vetro)
Con cariche negative
(ebanite)
Acqua
Alcol
Eptano (benzina)
Versa i diversi liquidi che hai raccolto nei becker in tre provette in modo da poter osservare le seguenti
combinazioni. Nella prima provetta acqua + eptano, nella seconda acqua è+ alcol, nella terza alcol
+ eptano.
Scrivi nella tabella le tue osservazioni
Cerca di interpretare i dati sperimentali in base al tipo di legame presente nelle diverse molecole
Cosa succede?
Eptano-Acqua
Acqua-Alcol
Alcol-Eptano
Cosa si osserva
A seconda del legame polare o non polare presente nelle loro molecole cambiano le proprietà dei liquidi.
Come vedremo nel capitolo dedicato alle soluzioni (pag.) il simile scioglie il suo simile.
La presenza di dipoli fa sì che le sostanze siano influenzate dalla presenza di un campo elettrico.
2. Raccogli le etichette
Raccogli le etichette di prodotti di uso comune (acqua minerale, detersivi, cosmetici, prodotti per la
pulizia della casa, detersivi), ricopia sul tuo quaderno la parte riservata alla composizione chimica
Ricava la nomenclatura tradizionale e quella IUPAC per i componenti principali di tipo inorganico.
Completa la tabella.
I cosmetici hanno una nomenclatura apposita INCI (INTERNATIONAL Nomenclature Of Cosmetc
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Chimica generale, La struttura della materia
Ingredienti
Prodotto
Sostanza contenuta
Nome tradizionale
Nome iupac
Per la verifica
Domande aperte
1. Scrivere le formule degli acidi solforoso, solforico, nitroso, nitrico.
2. Quale legame si può formare tra iodio e ossigeno? Perché? Scrivi le formule dei composti che si
possono formare
3. Quali proprietà dei metalli possono essere spiegate dal legame “metallico2?
4. Quali legami ci sono nelle seguenti sostanze: NH3, CO2, H2, KCl, H2SO4. Rappresenta i legami
covalenti con le formule di Lewis.
5. In che cosa differiscono i legami covalenti puri e polari? Fai degli esempi.
6. Dopo aver costruito la formula di Lewis di AlCl3 ricavarne la struttura spaziale
7. Perché l’energia reticolare del cloruro di litio è maggiore di quella del cloruro di sodio?
8. Scrivi i nomi tradizionali e IUPAC dei seguenti composti: H2S, HCl, NaH, KOH, CaSO4 K2SO3 , Zn
(NO3)2, Pb(OH)2, H2CO3
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la frase
modificandola in modo che risulti vera
Vero
I legami si formano perché gli atomi tendono a completare il livello
elettronico più esterno,
Le forze di London si hanno tra molecola polari
I composti ionici sono formati da “molecole”
Le forze elettrostatiche che attraggono ioni positivi e negativi seguono la
legge di Coulomb
I legami covalenti semplici hanno una
La molecola dell’acqua ha una struttura tetraedrica con angoli di legame di
109,5°
Scelta multipla
1.
Il modello VSPR:
a) ci dice il tipo di legame
b) fornisce informazioni accurate sugli angoli di legame
c) permette di prevedere la geometria delle molecole
d) ubbidisce alla regole dell’ottetto
2. Gli idracidi sono:
a) composti binari dell'Idrogeno con i metalli
b) composti ternari dell’idrogeno
c) composti binari dell'Idrogeno con un non metallo
d) composti binari dell'Idrogeno con gli alogeni
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Falso
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3) Quale delle seguenti molecole non è polare?
a) H2O
b) CO2
c) NH3
d) H2S
4) Una molecola triatomica:
a) ha angoli di 120°
b) è sempre polare
c) è sempre apolare
d) è polare se la differenza di elettronegatività è grande.
5) Se ci sono quattro coppie di elettroni intorno ad un atomo centrale, la molecola:
a) è tetraedrica
b) ha sempre angoli di 109°
c) è planare
d) ha diverse forme a seconda degli elementi
6) Gli idruri si formano tra:
a) metallo e non metallo
b) ossigeno e non metallo
c) idrogeno e metallo
d) ossigeno e metallo
Fai degli esempi di idruri
7) Il composto Al2O3 si chiama secondo la nomenclatura IUPAC:
a) ossido di alluminio
b) ossido di alluminio (III)
c) triossido si alluminio
d) triossido di di alluminio
8) Il cloruro di idrogeno è:
a) un idracido
b) un sale binario
c) un idruro
d) non esiste
9)Fe(OH)3 si chiama secondo la nomenclatura tradizionale:
a) idrossido di ferro
b) idrossido di ferro (III)
c) idrossido ferroso
d) tri idrossido di ferro
Problem solving
Costruiamo il sale di sodio dell'acido carbonico Na2CO3
1. 1dissociamo l'acido carbonico :
H2CO3 2H+ + CO32-
2. 2lo ione sodio Na+ va a “prendere il posto” degli idrogeni: scriviamo i due ioni e sopra ad ognuno
il rispettivo numero di ossidazione:
Na+ 1 CO3-2
3.
il nox del sodio (+1) diventa l'indice dell'anione, mentre il nox dell'anione (-2) diventa l'indice
del catione.
Na2CO3
Costruisci le formule dei seguenti Sali: carbonato di magnesio, orto fosfato di alluminio, nitrito di bario,
solfato di calcio.
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Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Orizzontali
Verticali
1 tendenza ad attrarre gli elettron condivsi 2 la forma del metano
3 gli ioni si dispongono in un......
4 venono condivise coppie di elettroni
5 forze intermolecolari
6
8
teoria che permette di prevedere la
geometria delle molecole
il numero di.....ci serve per costruire
7 il legame covalente di solito forma una..
formule
9 legme con condivisione di elettroni
12 in acqua danno ioni idrogeno positivi
10 c'è nelle molecole polari
11 ha un reticolo con legami covalenti
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Le proprietà fisiche delle sostanze
Quanto è salata l’acqua del mare?
Secondo la teoria cinetica molecolare possiamo immaginare le diverse sostanze come formate da particelle in
continuo movimento che possono assumere diversi stati: solido, liquido, gassoso in base alle variazioni di
pressione P, temperatura T e volume V, tali grandezze sono dette variabili di stato. Aumentando la temperatura
e diminuendo la pressione si ottiene, di regola, un passaggio solido liquido gassoso. Ovviamente il percorso
inverso lo si ottiene diminuendo la temperatura ed aumentando la pressione. Ogni elemento e composto
chimico può esistere allo stato gassoso, allo stato liquido e in quello solido. Il passaggio da uno all'altro di
questi stati è detto passaggio di stato. quasi tutti gli elementi, in condizioni ambientali, si trovano allo stato
solido. Fanno eccezione mercurio e bromo che sono allo stato liquido e neon, elio, argon, kripton, xenon, radon,
idrogeno, azoto, ossigeno, fluoro, cloro che sono allo stato gassoso.
Le soluzioni sono miscugli omogenei di diverse sostanze, la concetrazione indica i rspporti tra la so
Lo stato aeriforme gas e vapori
Nei gas le distanze tra le particelle (atomi o molecole) sono molto grandi ed il movimento veloce:
l’energia cinetica posseduta dalla particelle riesce a vincere le forze di attrazione intermolecolari che
cercano di aggregarle fra loro. Il moto disordinato nei gas determina il fenomeno della diffusione: un
gas occupa sempre tutto lo spazio a sua disposizione e non ha forma e volume propri, ma assume quelli
del recipiente che lo contiene.
Abbiamo già definito a pag. le grandezze che ci permettono di caratterizzare lo stato gassoso, la pressione,
il volume, la temperatura, ricordiamo inoltre che si definiscono condizioni normali (c.n.) o
standard (STP) di temperatura e pressione, la temperatura di 0 °C e la pressione di 1 atm. Già verso la
metà del seicento Robert Boyle aveva dimostrato che se un gas è rarefatto e/o possiede una temperatura
sufficientemente elevata, il suo comportamento fisico non dipendente dalla sua natura chimica.
Vengono chiamati gas perfetti: tutti i gas che sono lontani dal loro punto di liquefazione
(cioè dalla temperatura a cui diventano liquidi) essi si comportano allo stesso modo e
possono essere descritti con le stesse leggi.
Le particelle (molecole o atomi) che formano i gas perfetti possono essere considerati come punti
materiali le cui interazioni dipendono esclusivamente dal loro numero per unità di volume e dalla loro
energia cinetica media. In un gas perfetto gli urti tra le particelle sono perfettamente elastici, ciascuna
particella non occupa virtualmente volume (particella puntiforme) e non vi sono forze intermolecolari
che ne vincolino in alcun modo il moto.
E' evidente che un gas perfetto in realtà non esiste, si tratta solo di un' astrazione. Ma in opportune
condizioni di rarefazione i gas reali possono avvicinarsi in modo accettabile a tale modello ideale.
Tutti i gas possono diventare liquidi aumentando la pressione e diminuendo la temperatura. Esiste
tuttavia una temperatura, detta temperatura critica, al di sopra della quale il gas non diventa liquido,
qualunque sia la pressione alla quale viene sottoposto (per l’acqua il punto critico è 374 °C).
Un aeriforme che si trovi al di sopra della temperatura critica è detto gas. Un aeriforme che si trovi al di
sotto della temperatura critica è detto vapore.
Le leggi dei gas
E' possibile descrivere il comportamento fisico dei gas studiando le relazioni che legano le variabili
macroscopiche o variabili di stato: pressione, volume e temperatura.
Le leggi dei gas perfetti sono 4. Le prime tre sono state ottenute mantenendo costante una delle tre
variabili di stato ed osservando sperimentalmente la relazione esistente nelle variazioni delle due
rimanenti. La quarta legge mette invece in relazione contemporaneamente tutte e tre le variabili di stato
in un'unica equazione.
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Legge di Boyle (relazione tra P e V con T=costante)
Nel 1662 Boyle dimostrò che mantenendo costante la temperatura il volume di una data massa di gas è
inversamente proporzionale alla pressione esercitata su di esso.
P1.V1 = P2.V2 = K cioè PV = K
P1
P2
V1
V2
La curva che si ottiene ponendo in ascisse il volume ed in ordinata la pressione se la temperatura è
costante è un ramo di iperbole equilatera detta isoterma.
P
T T2
1
V
Legge di Charles o prima legge di Gay-Lussac (relazione tra V e T con P costante)
Nel 1787 il francese J.A.C. Charles dimostrò che gas diversi mantenuti a pressione costante subiscono la
stessa dilatazione quando vengono portati da O°C a 100°C.
Nel 1802 Gay-Lussac, riprendendo le esperienze di Charles, giunge a formulare una relazione che lega il
volume alla temperatura, dove
α= è il coefficiente di espansione e vale 1/273
Vt = Volume alla temperatura di t°C
Vo = Volume alla temperatura di 0°C
α = 1/273
Vt = Vo (1 + α ⋅ t )
In altre parole, mantenendo costante la pressione, ogni aumento di 1° della temperatura produce un
aumento del volume pari ad 1/273 del volume che il gas occupava alla temperatura di 0°C.
Vt = Vo +
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t
Vo
273
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Esprimendo la temperatura in gradi Kelvin ( 273 + t = T)
Vt =
Vo
⋅T
273
V0/273 è costante e di conseguenza si può ottenere:
V 1 / T1 = V 2 / T 2
Se in ascissa poniamo la temperatura assoluta ed in ordinata il volume otteniamo una retta a che passa
per l'origine chiamata isobara.
Naturalmente i valori espressi dalla retta hanno significato solo fino ad una certa temperatura, al di sotto
della quale il gas si liquefa e diventa in pratica incomprimibile.
Vt = Vo +
Vo
t
273
Vt =
V
Vo
T
273
V
V
o
t
-273°C
0°K
T
Seconda legge di Gay-Lussac
Analogamente a quanto avviene nella prima legge di Gay-Lussac, la seconda legge di Gay-Lussac
(relazione tra P e T a) la pressione di un gas a volume costante è direttamente proporzionale alla
temperatura.
Se si utilizza la temperatura centigrada si ha
Pt = Po (1 + α ⋅ t )
α = = 1/273, Pt = Pressione alla temperatura di t°C, Po = Pressione alla temperatura di 0°C
con
Anche in questo caso, esprimendo la temperatura in gradi Kelvin si ottiene una retta passante per
l'origine, detta isocora, di equazione
Pt =
Po
⋅T
273
e vale la relazione:
P1 / T 1 = P 2 / T 2
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P
Pt = Po +
P
Po
t
273
Pt =
Po
T
273
Po
t
-273°C
0°K
T
Equazione di stato dei gas perfetti
Le tre leggi dei gas possono combinarsi in un'unica relazione in cui compaiono
contemporaneamente tutte e tre le variabili di stato. L'equazione è dovuta al francese
Clapeyron (1834). Per una mole di gas l'equazione di stato è
PV = RT
Per n moli
PV = nRT
dove n= numero di moli
R è la costante universale dei gas.
Ricordando che 1 mole di qualsiasi gas a 0°C e ad 1 atmosfera occupa sempre 22,414 l, se consideriamo le
condizioni standard e poniamo Po = 1 atm, Vo sarà appunto pari a 22,414 l ed il rapporto, noto come
costante universale dei gas R, varrà
R=
PoVo 1 ⋅ 22,414
atm ⋅ l
=
= 0,082
273
273
mol ⋅ ° K
Ricordiamo che se esprimiamo la pressione in Pascal ed il volume in m3 (sistema SI) R vale
joule
mol ⋅ ° K
R = 8,31
Legge di Dalton o delle pressioni parziali
Quando due o più gas vengono mescolati in un recipiente, senza che tra essi avvenga alcuna reazione, la
pressione totale esercitata dalla miscela gassosa è uguale alla somma delle pressioni che ciascun
componente la miscela eserciterebbe se occupasse da solo tutto il recipiente (pressione parziale del
componente).
Ptot = P1 + P2 + P3 + ....... + Pn
Con pressione parziale di un generico componente imo si intende la pressione che il componente
eserciterebbe se fosse da solo nel recipiente.
Pi =
ni RT
V
L’aria è una miscela di gas formata da 78, 1% di azoto e 20,9% di ossigeno (le quantità di anidride
carbonica e vapore acqueo si possono trascurare in prima approssimazione). Se la pressione totale è di 1
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atmosfera: le Pressioni parziali sono 0,781 e 0,209.. Con l’aumentare dell’altezza diminuisce la PTotale di
conseguenza le pressioni parziali con problemi per la respirazione.
Legge di Graham
Se introduciamo in un ambiente chiuso un gas puzzolente, come l’H2S immediatament sentiamo l’odore
dappertutto. E’ il fenomeno della diffusion. Secondo T. Graham (1 805-18699 La velocità con cui un gas
fuoriesce da un foro di piccole dimensioni è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua
massa molecolare.
v=k
1
MM
Se abbiamo due gas:
V 1 / V 2 = MM 2 / MM 1
Cenni di teoria cinetica dei gas
Nella seconda metà dell'Ottocento Maxwell e Boltzmann riuscirono a formulare una descrizione
completa del comportamento della materia e dell'energia applicando una teoria chiamata Meccanica
Statistica. Le sostanze sono composte da un numero enorme di particelle(atomi o molecole), non è
possibile , per ragioni pratiche, applicare alle singole particelle le leggi della meccanica classica,
calcolando per ciascuna la posizione, la velocità e l'energia. Pur tuttavia rimane possibile descrivere tali
sistemi prendendo in considerazione i valori medi che assumono le diverse variabili in gioco.
Con studi statistici è stato possibile elaborare la teoria cinetica dei gas, secondo cui le variabili
macroscopiche che descrivono lo stato esteriore della materia, come il volume, la pressione e la
temperatura sono collegabili alle variabili microscopiche che descrivono il comportamento dinamico
delle singole particelle, come l'energia cinetica media, la frequenza degli urti tra particelle
La teoria cinetica si applica ai gas perfetti e vale quindi solo se sono rispettate le seguenti condizioni:
1. Il volume delle particelle (covolume) è trascurabile rispetto al volume del gas.
2. Le forze intermolecolari sono trascurabili
3. il moto caotico delle particelle produce urti reciproci e con le pareti del recipiente perfettamente
elastici.
1
Ec = mv 2
2
La temperatura è proporzionale all’energia cinetica media
Ecin =
3
⋅ k ⋅T
2
La pressione di un gas dipende dall'energia cinetica media delle particelle che lo compongono e dalla
concentrazione del gas (numero di particelle per unità di volume).
Per una mole di gas, composto da N molecole in un volume V, vale
P=
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2 N
⋅ ⋅ Ecin
3 V
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Stato liquido
Nello stato liquido le distanze tra le molecole risultano molto ridotte. Le particelle pur essendo in
movimento possono infatti considerarsi praticamente addossate le une alle altre e di conseguenza la loro
energia cinetica non è sufficiente a vincere le forze di attrazione intermolecolari che tuttavia non sono
abbastanza elevate da intrappolare le molecole ai vertici di un reticolo cristallino, come nei solidi. Le
molecole di un liquido sono quindi in continuo movimento reciproco, ma, a differenza di quanto
avviene in un gas, scorrono le une sulle altre senza separarsi. Per questo motivo i liquidi risultano
praticamente incomprimibili cioè hanno un volume proprio, ma si adattano alla forma del recipiente che
li contiene. Il moto caotico delle particelle determina, anche nello stato liquido, il fenomeno della
diffusione. Le particelle si spostano da una zona dove esse si trovano più concentrate verso una zona a
minor concentrazione, in modo tale da raggiungere uno stato di equilibrio dinamico in cui le differenze
di concentrazione sono state annullate e tutto lo spazio occupabile dal fluido è occupato in modo
omogeneo ed uniforme. Un liquido diffonde comunque più lentamente di un gas, poichè il movimento
delle sue molecole risulta ostacolato dalla presenza delle molecole adiacenti.
Avendo in comune la proprietà di diffondere, liquidi e aeriformi vengono raggruppati sotto la
denominazione di fluidi.
Una proprietà dei fluidi è la viscosità: la tendenza delle molecole a rimanere unite che ne rende difficile
lo scorrimento, pensiamo al miele quando viene versato da un barattolo.
La diffusione è un movimento spontaneo delle particelle di un fluido
Se facciamo cadere una goccia d’acqua tende ad assume nere una forma sferica: è il fenomeno della
tensione superficiale. Le molecole di un liquido esercitano, l’una sull’altra, delle forze di attrazione (di
natura elettromagnetica) dette forze di coesione. All’interno del liquido, una molecola è interamente
circondata dalle altre: la forza di attrazione totale agente su di essa è nulla. Se invece una molecola si trova
alla superficie del liquido, essa è attirata solamente da quelle interne al liquido; sulle molecole superficiali
agisce quindi una forza complessiva diretta verso l’interno del liquido. L’acqua tende a salire in tubi
sottilissimi (capillari) grazie alle forze di adesione, cioè le attrazioni che si esercitano tra le molecole di
acqua e quelle del vetro. Al contatto tra le due sostanze si forma un menisco incurvato verso il basso: il
liquio bagna le pareti. Nel mercurio invece il menisco è convesso: non bagna le pareti
Evaporazione e tensione di vapore
Le velocità delle molecole che compongono un liquido possono essere descritte in termini statistici.
Considerando come sono distribuite le molecole al variare dell’energia si nota che per ciascun liquido
esiste un valore critico di energia cinetica e quindi di velocità delle particelle (Vc), che dipende
essenzialmente dalla natura chimica della sostanza e dall'intensità delle forze intermolecolari, oltre il
quale le molecole possiedono energia cinetica sufficiente per abbandonare la superficie del liquido e
passare allo stato di vapore. Tale processo interessa solo le molecole sufficientemente energetiche che si
trovano sulla superficie del liquido ed è detto evaporazione.
∆ N
T1
Velocità critica
N
Frazione di molecole
che passa allo stato
di vapore
v
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Aumentando la temperatura del liquido più molecole hanno energia elevata: la curva si sposta verso
destra ed una frazione maggiore di molecole risulta possedere energia cinetica sufficiente per passare allo
stato di vapore.
∆N
N
Velocità critica
T >T
2 1
Frazione di molecole
che passa allo stato
di vapore
v
All'aumentare della temperatura il processo di evaporazione si fa più intenso.
Se poniamo un liquido all'interno di un recipiente chiuso dove abbiamo precedentemente fatto il vuoto,
lo spazio non occupato dal liquido viene occupato dal suo vapore. Man mano che il processo di
evaporazione procede il vapore che sovrasta la superficie del liquido si fa sempre più concentrato,
essendo il recipiente chiuso e la pressione misurabile all'interno aumenta progressivamente.
All'aumentare della concentrazione del vapore si fanno però sempre più frequenti gli urti tra le particelle
gassose da una parte e tra le particelle e le pareti del recipiente dall'altra, in modo tale che un numero
sempre maggiore di molecole, trasferendo quantità di moto durante gli urti, perde energia cinetica e
ricade sulla superficie del liquido. Il processo è noto come condensazione.
Si arriva quindi ad uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità del processo di evaporazione
eguaglia la velocità del processo di condensazione. Il punto di equilibrio viene raggiunto quando la
pressione del vapore cessa di aumentare. Poichè in tale situazione possiamo ritenere che il numero di
particelle che evaporano sia pari al numero di particelle che condensano, il vapore non è in grado di
arricchirsi ulteriormente di particelle e viene per questo detto vapore saturo e la pressione esercitata è
detta tensione di vapor saturo.
Ebollizione
La tensione di vapore varia da liquido a liquido. A parità di temperatura è maggiore per i liquidi
caratterizzati da deboli forze intermolecolari, per ciò detti volatili; è minore per i liquidi caratterizzati da
intense forze intermolecolari che tengono particolarmente coese le particelle.
Quando al crescere della temperatura la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna (normalmente la
pressione atmosferica), allora il processo di evaporazione interessa tutta la massa del liquido ed il
passaggio di stato avviene in maniera tumultuosa, attraverso un processo detto di ebollizione. in cui si
formano bolle di gas anche all'interno del liquido.
Per l’acqua alla pressione atmosferica il punto di ebollizione è di 100°C
Naturalmente se la pressione esterna è inferiore a 760 mm, come avviene ad esempio in montagna,
l'acqua raggiunge il punto di ebollizione a temperature inferiori; mentre se la pressione esterna è
superiore, come in una pentola a pressione, l'acqua bolle a temperature superiori.
Se forniamo calore ad un liquido esso aumenta la sua temperatura fino al momento in cui non raggiunge
il suo punto di ebollizione. Durante il passaggio di stato la temperatura del liquido resta costante
nonostante l'apporto di calore. Il calore fornito non viene utilizzato per aumentare l'energia cinetica
delle particelle, ma serve per vincere le forze intermolecolari. Tale calore, assorbito dal sistema senza
produrre un aumento di temperatura, è noto come calore latente. Esso viene naturalmente restituito
all'ambiente durante il processo di condensazione.
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Per ogni passaggio di stato esiste un calore “latente”.
°C
(aeriforme)
ebollizione
condens.
(liquido)
fusione
solidif.
(solido)
tempo
Figura .Come varia la temperatura durante i passaggi di stato
Diagramma di stato
Un diagramma di stato è una rappresentazione grafica delle condizioni di Temperatura e Pressione alle
quali una sostanza si trova allo stato solido, liquido e aeriforme.
Un punto del piano cartesiano individua una particolare coppia di valori Pressione/Temperatura ai quali
corrisponderà un particolare stato di aggregazione della sostanza.
E' possibile costruire un diagramma di stato per ogni sostanza, in modo che a ciascun stato di
aggregazione sia assegnata una diversa zona del piano cartesiano.
Pressione
(atm)
liquido
ghiaccio
D
1
1
2
B
gas
C
A
3
vapore
0
100
374( t. critica)
Temperatura (°C)
Figura il diagramma di stato dell'acqua.
Le linee che in un diagramma di stato separano due regioni sono dette confini di fase.
I punti che si trovano su tali linee corrispondono a valori di Temperatura e Pressione in cui si trovano in
equilibrio dinamico (cioè coesistono e si continuano a trasformare l’uno nell’atro) due diversi stati fisici.
Le linee 1,2 e 3 separano i diversi stati. Il Punto A: detto punto triplo, corrisponde alle condizioni in
cui la fase solida, la fase liquida e quella aeriforme coesistono in un equilibrio dinamico. Per l'acqua
corrisponde a 0,01°C e 4,6 mm di Hg. In tale punto la tensione di vapore del solido è uguale alla tensione
di vapore del liquido. Poichè il punto triplo è il punto più basso della regione in cui una sostanza esiste
allo stato liquido, esso segna la pressione al di sotto della quale uno sostanza non può esistere allo stato
liquido, qualunque sia la sua temperatura.
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Così se in una fredda e asciutta mattinata d'inverno la pressione parziale di vapore è inferiore a 4,6 mm di
Hg e la temperatura scende sotto 0,01°C il vapore può trasformarsi direttamente in ghiaccio (brina) senza
passare allo stato liquido.
Punto D: rappresenta la temperatura critica della sostanza, oltre la quale non è possibile ottenere la
fase liquida, qualunque sia la pressione alla quale la sostanza viene sottoposta.
I solidi
Nello stato solido le particelle non sono libere di muoversi se non intorno a posizioni fisse e gli spazi
liberi tra una e l’altra sono ridotti. Di conseguenza i solidi hanno una forma ed un volume proprio,
indipendente dal contenitore e si fa fatica a comprimerli. Se le particelle (atomi, molecole, ioni) sono
disposte in modo ordinato abbiamo solidi cristallini,se invece sono messe in modo disordinato come
nel vetro abbiamo solidi amorfi. Questi ultimi possono essere considerati liquidi ad altissima viscosità,
non hanno una forma propria sono isotropi cioè le loro proprietà sono le stesse in tutte le direzioni
dello spazio (i cristalli al contrario sono anisotropi) ed hanno una temperatura di fusione non definita,
un esempio di solido amorfo è il VETRO
Le particelle che compongono i solidi possono essere molecole (solidi molecolari) unite tra loro da
legami intermolecolari, come il ghiaccio, lo zucchero, lo iodio: essi presentano bassi punti di fusione e
sono cattivi conduttore del calore e dell’elettricità.
Molti solidi hanno strutture giganti (solidi macromolecolari) in cui non si possono individuare
molecole vere e proprie, ma reticoli che si estendono nello spazio grazie a legami che tengono insieme le
diverse particelle che possono essere atomi o ioni. I legami di queste strutture giganti possono essere di
tre tipi: covalente, ionico o metallico. Ne abbiamo già esaminate le caratteristiche nel capitolo 5. Nella
tabella che segue sono riassunte le caratteristiche dei diversi solidi.
CARATTERISTICHE DEI SOLIDI MACROMOLECOLARI
struttura
Formata da
Punti fusione ed
ebollizione
Durezza
Solubilità
In H2O
Conducibilità
elettrica
covalente
atomi
alti
Duri e fragili
insolubili
non
conduttori
(tranne
graffite)
metallica
atomi di metalli
di solito alti
Duri e malleabili
insolubili
conduttori
ionica
ioni positivi e
negativi
molto alti
duri e fragili
di solito
solubili
conduttori
solo se fusi o
in soluzione
Un cristallo è un corpo solido in cui le particelle sono disposte in modo ordinato e periodico,
oscillando intorno a definite posizioni dello spazio
Se si considera il suo aspetto “macroscopico” un cristallo ha struttura geometrica, limitata da facce
poligonali, può avere forma cubica, ottaedrica, prismatica. Caratteristica distintiva dello stato solido
cristallino è la ripetizione regolare di un motivo costituito da molecole o gruppi di molecole, su distanze
corrispondenti a migliaia di dimensioni molecolari. L’aspetto di un cristallo è in stretta relazione con la
sua struttura a livello atomico e ne è in pratica la conseguenza. Dato che la forma esterna dei cristalli è
paragonabile con i solidi geometrici, ne consegue l'idea di descrivere i cristalli sulla base agli elementi di
simmetria che essi possiedono. Un elemento di simmetria è un’entità geometrica come un punto, una
retta o un piano posseduta da un corpo: per mezzo di un movimento opportuno chiamato operazione di
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simmetria, il corpo può essere portato da uno stato iniziale a uno finale che sono completamente
indistinguibili.
In un cristallo le particelle costitutive sono disposte in maniera regolare realizzando un reticolo spaziale
cella elementare l’unità più piccola del reticolo che ripetuta nelle tre direzioni dello spazio genera
l’intero cristallo. Le direzioni lungo cui si ripete la cella elementare sono gli assi cristallografici (x, y e z9
che formano tra loro angoli chiamati α, β ε γ. Bravais ha dimostrato che tutti i reticoli cristallini si
possono ricondurre a 14 tipi fondamentali raggruppabili in base alle loro caratteristiche di simmetria
suddivisibili in 3 gruppi i (monometrico, dimetrico e trimetrico) ,sette sistemi e 32 classi cristalline
Sistema e classe cristallina possono essere definiti esaminando l’aspetto esteriore del cristallo e misurando
gli angoli compresi fra le facce.
Alcune sostanze non passano direttamente dallo stato solido a quello liquido, ma in particolari
condizioni sono in grado di organizzarsi in fasi intermedie (mesofasi) che presentano caratteristiche sia
dello stato solido cristallino che di quello liquido. Questo dualismo giustifica il termine con cui si
indicano questi composti: cristalli liquidi. "quarto stato della materia".
Solidi cristallini di uguale composizione, ma con struttura reticolare diversa:si ha il fenomeno del
polimorfismo, ad esempio la silice può presentarsi in tre forme polimorfe quarzo, tridimite cristobalite.
Nel caso di specie elementari si parla più propriamente di allotropia, ad esempio il carbonio può
presentarsi nelle forme allotropiche del diamante (reticolo cubico) e della grafite (esagonale)
Soluzioni
Una soluzione è un sistema omogeneo di due o più componenti solidi, liquidi o gassosi, in cui i
componenti sono presenti allo stato atomico o molecolare e risultano pertanto inosservabili. Per
definizione si chiama solvente la sostanza presente in quantità maggiore e soluto (o soluti) la sostanza
(o le sostanze) presente in minor quantità. La distinzione tra solvente e soluto può non essere, a volte,
così netta, ad esempio nelle soluzioni tra due liquidi (ad esempio soluzioni alcool-acqua) o tra due solidi,
come nelle leghe metalliche. Le soluzioni solide sono dette leghe, ad esempio l’acciaio inossidabile
formato da ferro, cromo e nichel. Le soluzioni più comuni nella vita di tutti i giorni sono quelle liquide in
cui un soluto (solido, liquido o gassoso) si scioglie in un liquido ed essenzialmente delle soluzioni
acquose, in cui il solvente è l'acqua. Tra le soluzioni gassose ricordiamo l’aria, miscuglio di diversi gas. Le
soluzioni gassose sono dette anche miscele.
Solubilità
Si definisce solubilità la massima quantità di soluto che può essere disciolta in una data quantità di
solvente, ad una data temperatura. La solubilità si misura in g di soluto in 100 g di solvente.
Una soluzione che contenga la quantità massima di soluto per la temperatura a cui si trova è
detta soluzione satura.
Le condizioni di saturazione in una soluzione si raggiungono quando in seguito ad un’ulteriore aggiunta
di soluto non si realizza più la sua solubilizzazione e il solido in eccesso rimane come corpo di fondo. La
presenza del corpo di fondo fa capire che si è di fronte a una soluzione satura. Il solido e il liquido in
questa condizione sono in equilibrio di solubilità. Si tratta di un equilibrio dinamico caratterizzata
dall’uguaglianza tra le velocità in cui si realizzano due fenomeni opposti: la solubilizzazione e la
precipitazione, cioè il numero delle particelle che nell’unità di tempo si scioglie passando in soluzione
nella fase liquida, eguaglia quello delle particelle che dalla fase liquida passano a quella solida
depositandosi sul corpo di fondo.
Effetto della Temperatura:
La temperatura è in genere la variabile più influente nel caso di solubilizzazione di sostanze solide.
Normalmente il processo di solubilizzazione di solidi è favorito da un aumento della temperatura. E’
infatti noto come sia più facile sciogliere lo zucchero in bevande calde piuttosto che in fredde.
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Dal grafico della solubilità di sali in acqua però risulta che la solubilità varia in funzione della
temperatura in misura molto diversa per diversi sali. Per alcuni sali la dipendenza della solubilità dalla
temperatura è molto forte, mentre altre sostanze ne sono praticamente indipendenti. C’è anche il caso,
piuttosto raro, di sali la cui solubilità diminuisce con un aumento della temperatura. Ne sono esempio il
carbonato di litio Li2CO3 o il solfato di cesio Ce2(SO4)3. La quantità massima di soluto che può
sciogliersi in un dato solvente si chiama solubilità ed è funzione della struttura chimica dei due composti
e della temperatura. La maggior parte dei composti liquidi e solidi ha una solubilità direttamente
proporzionale alla temperatura, le solubilità dei gas hanno invece in genere un andamento opposto.
(cosa succede ad una bottiglia di spumante tenuta al sole?)
Solubilita’ sostanze
La solubilità dei gas
Nelle soluzioni di gas in liquidi la concentrazione del soluto è proporzionale alla pressione parziale del
gas in equilibrio con la soluzione. La legge di Henry afferma che la molalità di una soluzione contenente
un soluto gassoso è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas. La solubilità inoltre è
inversamente proporzionale alla temperatura.
La legge di Henry spiega ad esempio perchè, stappando una bevanda gasata in cui è disciolta dell'anidride
carbonica a pressione superiore a quella atmosferica, si fliberino “bollicine”. Trovandosi infatti
bruscamente sottoposto ad una pressione esterna inferiore, il gas non è più in grado di rimanere in
soluzione. Il processo è del tutto analogo a quello che provoca la formazione di bolle di gas (embolia) nel
sangue dei sommozzatori che risalgono troppo rapidamente in superficie, sottoponendosi ad una brusca
diminuzione di pressione. Poiché la solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura, nei mari
freddi c’è più ossigeno disciolto e quindi più pesci.
Quali altri fattori influenzano la solubilità?
La solubilità dipende dalla polarità del soluto e del solvente: il simile sciogli il simile; un soluto polare
preferisce interagire con un solvente polare, un soluto apolare preferisce un solvente apolare.
I composti ionici si sciolgono perché le molecole polari del solvente circondano gli ioni del sale
inserendosi anche all'interno del reticolo cristallino ed indebolendo quindi l'attrazione tra gli ioni di
carica opposta. Nel caso di soluti polari lo scioglimento avviene per attrazione reciproca tra le cariche
opposte dei dipoli delle molecole di soluto e solvente. In particolare: solventi polari sciolgono sostanze
polari o ioniche, mentre solventi apolari sciolgono sostanze apolari.
In liquidi polari,come l’acqua si solubilizzano sostanze molecolari formate da molecole polari (esempi:
saccarosio, alcool etilico), oppure sostanze ioniche (come i sali) La solubilizzazione di una sostanza
molecolare polare, ad esempio il saccarosio in acqua, si spiega con la formazione di forze di attrazione
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dipolo-dipolo tra le molecole del solvente polare e quelle del soluto. In tale processo alle forze di
attrazione tra molecole di tipo soluto-soluto si sostituiscono quelle soluto-solvente, in virtù del fatto che
si tratta di forze dello stesso tipo, e, considerando che le molecole del solvente sono nel sistema in esame
molto più numerose delle molecole del soluto, il processo di solubilizzazione diventa spontaneo.
H
H O
O
H
O
R
H
R
H
H
O
H
H
O
H
H O
R O H
H O
O
H
R
H
O
H
R O H
R
H
H
O
H
O
H
R
H O
O
H
R
H
O
H
Soluzione acqua-alcol (interazione dipolo-dipolo o legame idrogeno)
Analogamente ci si può spiegare come un liquido apolare, come l’olio, sia miscibile con uno ugualmente
apolare come la benzina. In questo caso le forze di attrazione sono quelle deboli di dispersione di London
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2Br
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2Br
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2Br
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
Soluzione di esano – 1-bromoottano (forze di London)
Il fatto che un liquido come l’olio e uno come l’acqua formino invece un sistema eterogeneo è spiegabile
perché tra molecole olio-olio e acqua-acqua rispettivamente apolari e polari ono di natura diversa e
pertanto i due liquidi tendono a rimanere in due fasi separate.
I solidi ionici, come cloruro di sodio (NaCl), si sciolgono in acqua grazie alla dissociazione ionica Le
molecole polari dell’acqua circondano gli ioni e li separano gli uni dagli altri.
H
O
H
H
O
H
H
H Cl - H O
H
H
H
Na+ O
Cl Cl O
H
H
δ−
H
H
H
H
H O H
O
O
δ+
H
H
+
Na+
Cl
Na
O
O
H
H
H
H
O
O
H
H
H O H
H
O
H
O
H
O
H
H
O
H
Soluzione acquosa di NaCl (interazione ione-dipolo)
Altre sostanze si sciolgono in acqua con un meccanismo detto ionizzazione. In tale processo il risultato
finale è comunque la formazione di soluzioni contenenti ioni solvatati, ma a questo risultato si arriva a
partire da sostanze molecolari. Prendiamo ad esempio la molecola dell’acido cloridrico gassoso. Quando
HCl gassoso viene fatto gorgogliare in acqua, si ottiene una soluzione nella quale il soluto è presente
sotto forma di ioni H3O+ e ioni Cl-. In questo caso avviene una vera e propria reazione tra le molecole del
solvente e quelle del soluto:
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
HCl + H2O → H 3O+
+ Cl-
Il processo viene così interpretato: il legame covalente polare, presente nella molecola di acido cloridrico
viene rotto nell’interazione tra le molecole dell’acqua con quelle dell’acido fino a generare un anione
cloruro e un idrogenione H+ che si lega immediatamente con un molecola d’acqua per formare lo ione
H3O+
Una importante proprietà delle soluzioni acquose che contengono ioni è la loro conducibilità elettrica.
Se la corrente elettrica passa attraverso una soluzione questa viene detta soluzione elettrolitica e le
sostanze che, sciolte in acqua, conferiscono alle soluzioni prodotte questa caratteristica, sono
denominate elettroliti. Questa proprietà, facilmente rivelabile in una soluzione acquosa con misure di
conducibilità, può essere utilizzata al fine di distinguere soluzioni che contengono ioni da quelle che ne
sono prive. Nella pratica di laboratorio si trova che la conducibilità può essere più o meno forte. Esistono
quindi sostanze le cui soluzioni acquose sono buoni conduttori e tali sostanze sono tutti i sali, e alcuni
acidi e idrossidi. A queste sostanze si dà il nome di elettroliti forti. Sono elettroliti forti quasi tutti i sali,
gli acidi forti (HCl, HBr, HI, HNO3 etc) e le basi forti (idrossidi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi Per
contro esistono sostanze dette elettroliti deboli, le cui soluzioni acquose conducono debolmente la
corrente elettrica. Sono elettroliti deboli gli acidi deboli (HF, H2S, HCN HNO2 etc) e le basi deboli (gli
idrossidi degli altri metalli). Poiché la conducibilità elettrica è in relazione con la presenza di ioni, che in
soluzione acquosa possono migrare sotto l’influenza di un campo elettrico trasferendo energia, risulta
allora evidente che gli elettroliti deboli in acqua si ionizzano in modo parziale, cioè formando un numero
di ioni inferiore rispetto a quelli prodotti dagli elettroliti forti nelle medesime condizioni.
Il grado di dissociazione αα è il rapporto tra le molecole che si sono dissociate in ioni e le
molecole totali presenti in soluzione. αα = molecole dissociate / molecole totali
Per un elettrolita forte ααα = 1, per uno debole α αα < 1
La concentrazione delle soluzioni.
Possiamo avere soluzioni con li stessi componenti, ma in quantità diversa. Ad esempio l’accquq del mare
è salata, per la presenza di NaCl e di altri Sali, ma non tutti i mari sono uguali.
La concentrazione di una soluzione esprime la quantità relativa dei soluti rispetto al
solvente.
Esistono diversi modi per esprimere la concentrazione di una soluzione.
L’unità di misura abitualmente usata per esprimere la massa è il grammo (g) con il sottomultiplo
milligrammo (mg). L'unità per esprimere il volume è il litro (l) con il sottomultiplo (ml o cm3)
Molarità
La concentrazione molare è definita come moli di soluto per litro di soluzione
Una soluzione di NH3 0,15 M contiene 0,15 moli di NH3 in un litro di soluzione
Per preparare una soluzione 0,5 M di NaCl bisogna porre 0,5 moli di NaCl in un pallone tarato (cioè in
cui è indicato esattamente il volume) di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro.
Molarità (M) =
moli soluto
mol
≡
litri soluzione
L
Un soluzione contenente un mole di sostanza in un litro si chiama soluzione molare e si indica con M; le
soluzioni che contengono due, tre, ..., moli per litro si indicano con 2M, 3M, ...Le soluzioni che
contengono un decimo, un centesimo,..., di mole per litro, si indicano con 0,1 M, o,o1 M, ...
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Normalità
Per ogni sostanza si può definire un peso “equivalente”, che è un numero uguale al peso molare diviso
per un numero intero, variabile per ogni sostanza secondo la reazione che si considera. Il numero di
equivalenti si ottiene dividendo i grammi di sostanza per il suo peso equivalente.
Normalità (N) =
numero di equivanti soluto
n equivalenti
≡
litri soluzione
L
Il peso equivalente di un acido è dato dalla massa molare dell'acido diviso per il numero di ioni H+ Ia cui
il sale dà origine quando si dissocia, il peso equivalente di una base è dato dal peso molare della base
diviso per il numero di OH- sostituibili.
Esempio: Nelle reazioni del tipo seguente:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O
CH3COOH = NaOH = CH3COONa + H2O
Il peso equivalente di HCl, HNO3, NaOH, KOH e CH3COOH è uguale al peso molare, cioè
P.Eq. HCl = 36,45.
Nella reazione:
H2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2H2O
il peso equivalente di H2SO4 e di Ba(OH)2 è uguale alla massa molare diviso due; cioè:
P.Eq. H2SO4 = 98/2 = 49; P.Eq. Ba(OH)2 = 171/2 = 85,5;
Il peso equivalente di un sale non ossidante è uguale al peso molecolare del sale diviso per il numero delle
cariche positive (o negative dei suoi ioni). Esempio: Il peso equivalente del cloruro di bario, BaCl2, sale
formato da un catione bivalente e da due anioni monovalenti, è uguale al peso molare diviso per 2; cioè
P.Eq. BaCl2 = 208/2 = 104
Molalità
La molalità è il numero di moli di soluto contenute i un chilogrammo di solvente puro
Molalità (M) =
moli soluto
mol
≡
massa solvente Kg
Percentuale in peso C(p/p)
E' il rapporto percentuale tra il peso del soluto ed il peso della soluzione (grammi di soluto per 100 g di
soluzione)
C(p/p) =
massa soluto(g)
.100
massa solvente (g)
Esempio: Una soluzione al 5 % (in peso) di NaCl contiene 5 g di NaCl in 100 g di soluzione, cioè 5 g di
NaCl e 95 g di H2O.
Percentuale in volume C(v/v)
E' il rapporto percentuale tra il volume del soluto ed il volume della soluzione (ml di soluto per 100 ml di
soluzione). Viene spesso utilizzata nelle soluzioni in cui tutti i componenti sono liquidi. La gradazione
delle bevande alcoliche è ad esempio espressa come percentuale in volume). Un vino avente gradazione
alcolica 10 contiene 10 cm3 o millilitri di alcol in 100 cm3 di vino.
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
C(v/v) =
volume soluto(ml)
.100
volume solvente (ml)
Rapporto peso-volume C(p/v)
E' il rapporto tra il peso del soluto espresso in grammi ed il volume della soluzione espresso in litri (g/l).
C(p/p) =
massa soluto(g)
.100
volume solvente (ml)
Esempio: Una soluzione al 10 % di KNO3 in peso/volume è formata da 10 g di KNO3 sciolti in acqua fino
al volume di 100 ml.
Le proprietà colligative delle soluzioni
Si chiamano proprietà colligative quelle che dipendono dalla concentrazione del soluto. Sono: la
pressione osmotica, l'abbassamento relativo della tensione di vapore nelle soluzioni, l'innalzamento
ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico. Queste proprietà dipendono dal numero totale di particelle
in soluzione. Se i soluto è dissociato completamente ad esempio NaCl per ogni mole si hanno due
particelle, quindi la concentrazione va moltiplicata per due. E se la dissociazione non è completa?
Per trovare il numero di particelle effettivamente presenti possiamo procedere in questo modo:
supponiamo di mettere in soluzione n moli di un elettrolita E il quale si dissoci in ν ioni e presenti un
grado di dissociazione α.
n = numero di moli inizialmente presenti
nα = numero di moli che si dissociano
n - nα = numero di moli indissociate
nαν = numero di ioni che si formano dalle moli dissociate
(n - nα) + nαν = numero di moli indissociate + numero di ioni che si formano = numero totale di
particelle
Raccogliendo a fattor comune il numero di moli n inizialmente presenti si ottiene
n(1 - α + αν)
La quantità (1 - α + αν) è detta i coefficiente di van't Hoff e rappresenta per l'appunto il coefficiente per
cui è necessario moltiplicare il numero di moli iniziali n per ottenere il numero di particelle
effettivamente presenti in soluzione. Se
α =1 il coefficiente dventa uguale al numero di ioni che si
formano dalle moli dissociate
Pressione osmotica
Il fenomeno dell'osmosi si verifica quando due soluzioni con diversa concentrazione sono separate da
una membrana semipermeabile, che permette il passaggio del solvente, ma non del soluto.
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
.
..B... ..
.. .. ..
.
.
.
.
A
.
.
memb semipermeabile
.
Se non ci fossero impedimenti il soluto, più concentrato nel recipiente B, tenderebbe a diffondere nel
recipiente A, mentre il solvente, più concentrato nel recipiente A, tenderebbe a diffondere nel recipiente
B. La membrana semipermeabile impedisce la diffusione del soluto e di conseguenza il solvente diffonde
dalla soluzione più diluita (A) verso la soluzione più concentrata (B). Il risultato finale è sempre quello di
eliminare le differenze di concentrazione, infatti la soluzione A, inizialmente più diluita, perde solvente e
diventa più concentrata, mentre il contrario avviene per la soluzione B.
..
.
.. . . .
. B. . ..
.
.
.
A
.
innalzamento
livello
.
.
solvente
.
.
L'entrata del solvente nella soluzione più concentrata (B) provoca un aumento del volume della
soluzione. Il livello del liquido si alza fino al punto in cui la pressione esercita dalla colonna di liquido
innalzatasi fa esattamente equilibrio alla pressione esercitata dal solvente in entrata.
Quando viene raggiunto l'equilibrio è quindi possibile utilizzare il peso della colonna d'acqua come
misura della pressione esercitata dal solvente in entrata, o pressione osmotica, π.. Dai dati sperimentali
si ricava che la pressione osmotica prodotta da una soluzione rispetto al solvente puro obbedisce
all'equazione di stato dei gas perfetti
π ⋅ V = nRT
dove V = volume della soluzione ed n = numero di moli di soluto
Tenendo conto poi che n/V è la molarità della soluzione, la relazione diventa
π=
n
RT = MRT
V
La pressione osmotica di una soluzione, a temperatura costante, dipende dunque esclusivamente dalla
sua concentrazione. Se siamo in presenza di un composto che si dissocia in ioni
π=
n
RT = iMRT
V
i=coefficiente di van't Hoff
Esempi:
La pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di zucchero a 20°C è:
π = 0,1 ⋅ 0,082 ⋅ 293 = 2,4atm
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Chimica generale, La struttura della materia
la pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di cloruro di sodio, NaCl (i=2) nelle stesse condizioni di
temperatura è 4,8 atm.
Legge di Raoult
Una soluzione contenente un soluto non volatile cioè che ha tendenza ad evaporare presenta una
tensione di vapore più basa di quella del solvente puro:
∆p = Xs ⋅ p°
Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico
Un liquidi bolle quando la sua tensione di vapore eguaglia la pressione esterna. L'aggiunta di un soluto
non volatile abbassa la tensione di vapore di un solvente. Di conseguenza la temperatura di ebollizione
di una soluzione risulta quindi superiore a quella del solvente puro. La differenza tra la temperatura di
ebollizione della soluzione e quella del solvente puro è detta innalzamento ebullioscopico (∆teb)
∆teb = keb ⋅ m
ed è proporzionale alla concentrazione molale della soluzione:
dove keb è una costante di proporzionalità, detta costante ebullioscopica, il cui valore dipende dalla
natura chimica del solvente (non del soluto).
∆t eb = k eb ⋅ i.m
Se il soluto è un elettrolita
dove i=coefficiente di van't Hoff
Perché d’inverno si butta sale sulle strade?
Anche il punto di congelamento (o di solidificazione, o di fusione) si abbassa in presenza di un soluto
poco volatile. La variazione viene detta abbassamento crioscopico (∆tcr) e si dimostra come
anch'esso sia proporzionale alla molalità della soluzione:
∆tcr = k cr ⋅ m
dove kcr è una costante di proporzionalità, detta costante crioscopica, il cui valore dipende dalla
natura chimica del solvente (non del soluto). Quando una soluzione congela in realtà è solo il solvente (o
comunque il componente a più elevato punto di congelamento) che solidifica, "espellendo" le molecole
di soluto dal reticolato solido che si va formando. In tal modo la soluzione liquida che deve ancora
congelare diventa via via più concentrata in soluto ed il suo punto di congelamento si abbassa
ulteriormente. Ciò spiega come le soluzioni non congelino in realtà ad una temperatura ben definita, ma
si solidifichino gradualmente all'interno di un certo intervallo di temperatura. Anche per il punto di
congelamento bisogna tener conto del numero di particelle in soluzione, moltiplicando per il
coefficiente di van't Hoff
Tabella. Costanti crioscopiche ed ebulloscopiche
solvente
Punto congelamento
solvente °C
Costante
crioscopica
Punto ebollizione
solvente puro °c
Costante
ebulloscopica
acqua
0
1,86
100
0,51
Acido acetico
17
3,9
118,2
3,07
benzene
5,46
5,12
80,2
2,53
Tetracloruro di
carbonio
-22,8
30
77
4,95
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
In laboratorio
1. Fusione del ghiaccio
Cosa serve
Ghiaccio e acqua del rubinetto, becker, termometro, fornello elettrico.
Cosa si fa
1.
2.
3.
4.
5.
Mettere alcuni cubetti di ghiaccio nel becker. Lasciar fondere un po’ di ghiaccio (per accelerare il
processo aggiungere un po’ di acqua del rubinetto e agitare; versare poi la maggior parte
dell’acqua nel lavandino, trattenendo i cubetti di ghiaccio).
Inserire il termometro tra i cubetti e mescolare delicatamente per raggiungere l’equlibrio termico
tra acqua liquida e ghiaccio. Riscaldare debolmente.
Iniziare a rilevare i valori di temperatura, agitando delicatamente con il termometro e procedere
con le misurazioni fino a quando tutto il solido si è trasformato in liquido.
Riscaldare con fornello elettrico il becher contenente l’acqua liquida e rilevare col termometro la
variazione di temperatura dell'acqua durante il riscaldamento.
Portare l’acqua ad ebollizione e continuare a rilevare i valori della temperatura fino ad ebollizione
della maggior parte dell’acqua.
Cosa succede
Nonostante si continui a riscaldare, si osserva che la temperatura rimane costante intorno a 0°C durante
il passaggio dallo stato solido a liquido, poi aumenta fino all’ebollizione, che avviene a circa 100°C, e
rimane costante durante tutto il passaggio da liquido a vapore.
2. Sublimazione dello iodio
Cosa serve
Iodio bisublimato, alcol, tetracloruro di carbonio, becker, vetro da orologio, cubetto di ghiaccio,
fornelletto Bunsen
Cosa si fa
In un becker perfettamente asciutto si pongono alcuni cristalli di iodio, si copre con un vetro da orologio
su cui è posto, come refrigerante, un cubetto di ghiaccio; si sottopone il becker a moderato riscaldamento
sul Bunsen.
Cosa si osserva.
Quando si riscalda lo iodio si osserva uno svolgimento di vapori rossastri, senza la formazione di liquido (
sublimazione ). Sul fondo del vetro da orologio, a causa della sua temperatura più bassa, si può osservare,
dopo pochi secondi, il riformarsi di cristalli grigiastri di iodio, senza passaggio all'intermedio liquido (
brinamento ). Lo iodio brinato sul fondo del vetro da orologio può essere eventualmente riconosciuto
con trattamento con un solvente apolare, ad esempio tetracloruro di carbonio che lo scioglierà
facilmente con il tipico colore rosso-viola o alcol in cui si formerà una soluzione marrone (la tintura di
iodio usata come disinfettante).
3. Influenza della pressione sulla temperatura di ebollizione
Cosa serve
Alcol etilico, beuta da vuoto , una pompa ad acqua per fare il vuoto
Cosa si fa
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Si versano nella beuta da vuoto 100 ml circa di alcool etilico commerciale, la si tappa e la si collega
tramite un tubo da vuoto alla pompa ad acqua. La pompa deve essere collegata ad un rubinetto di portata
adeguata. Facendo defluire l'acqua la pompa inizia a creare una depressione all'interno della beuta;
quando la pressione diviene almeno 1/10 di quella ambientale, il solo calore della mano posta sul fondo
della beuta risulta sufficiente a portare l'alcool etilico all'ebollizione.
Cosa si osserva.
Modificando la pressione in cui si opera cambia il punto di ebollizione di un liquido.
Nel caso dell'alcol etilico a pressione ambiente, circa 760 mm di Hg, la temperatura di ebollizione, ovvero
di passaggio allo stato gassoso, è di circa 78 °C; se si abbassa la pressione, utilizzando una beuta da vuoto
collegata ad una pompa ad acqua, è possibile causare il passaggio allo stato gassoso col solo calore della
mano posta sul fondo della beuta.
5.Conducibilità: elettroliti e non elettroliti
Cosa serve
Bilancia, becker, matracci tarati da 1 litro , acqua distillata, soluzioni a concentrazione nota (1 M) di
cloruro di sodio, acido cloridrico, soda caustica, saccarosio, ammoniaca, acido acetico. Conducimetro o
batteria da 4,5 volt, elettrodi di grafite, cavetti, spinotti, lampadina.
1.
Preparate le soluzioni pesando una mole delle diverse sostanze, mattendole nel matraccio e
aggiungendo acqua distillata fino alla tacca che indica un litro.
2. Collegare gli elettrodi con i cavetti e gli spinotti alla batteria inserendo nel circuito una
lampadina oppure utilizzare un conduci metro.
3. Riempire il becker con acqua distillata ed osservare il comportamento della lampadina
4. Riempire il becker con la soluzione di acqua e cloruro di sodio ed osservare il comportamento
della lampadina , ripetere per ogni soluzione lavando bene il becker tra una prova e l’altra oppure
versare le soluzioni nei becker del conducimetro ed osservare le lampadine.
Se la lampadina non si accende la sostanza non conduce, se si accende debolmente conduce poco, se
splende la soluzione conduce molto.
La conducibilità dipende dal numero di ioni in soluzione. Gli ioni potevano essere già presenti nella
sostanza solida ed essere “liberati” dall’interazione con l’acqua o essersi formati da sostanze con legami
covalenti (elettroliti).
Sostanza
Conducibilità
Legame presente nella molecola
Acqua
Sol NaCl
Sol HCl
Sol NaOH
Sol NH4OH
(ammoniaca)
Sol CH3COOH
(ac. Acetico9
Sol saccarosio
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Cosa succede?
Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Per la verifica
Domande aperte
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Perché i gas sono comprimibili mentre i solidi e i liquidi non lo sono?
Cos’ è il calore latente di ebollizione?
Descrivi il comportamento di un gas in base alla teoria cinetica molecolare?
Quali sono le proprietà colligative di una soluzione e da che cosa dipendono?
In quanti modi sei in grado di esprimere la concentrazione di una soluzione?
Cosa succede in un recipiente contenente 500 ml di gas a 5 °C e 3 atmosfere se si raddoppia la
pressione?
7. Come è stata ottenuta l’equazione di stato dei gas? E’ sempre valida?
8. Cosa sono le proprietà dei liquidi
9. Da cosa dipende la solubilità dei solidi?e quella dei gas?
10. Perché i pescherecci vanno a pescare nei mari freddi?
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la frase
modificandola in modo che risulti vera
Vero
Falso
Il grado di dissociazione αα è il rapporto tra le molecole che si sono
dissociate in ioni e le molecole totali presenti in soluzione
La molarità è il numero di moli in un litro di solvente
La pressione di un gas dipende solo dall'energia cinetica media delle
particelle
Durante un passaggio di stato la temperatura rimane costante
La legge di Boyle che mantenendo costante la temperatura il volume di una
data massa di gas è inversamente proporzionale alla pressione
Per la seconda legge di Gay-Lussac la pressione di un gas a volume costante è
inversamente proporzionale alla temperatura.
Scelta multipla
1.
1. I gas hanno un comportamento ideale a:
a.
basse pressioni e alte temperature
b. basse pressioni e basse temperature
c.
basse pressioni e basse temperature
d. alte pressioni e alte temperature
Motiva la scelta fatta: quando si verifica la legge di Charles che lega volume e temperatura di un gas:
a. se la quantità di gas è costante
b. se la temperatura è costante
c.
se la pressione è costante
d. se il volume è costante
In acqua sono elettroliti forti:
a.
i soldi ionici
b. i solidi molecolari
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Chimica e vita
c.
Chimica generale, La struttura della materia
i composti molecolari (liquidi e gas)
d. i solidi ionici e alcuni composti molecolari
Un vino con gradazione alcolica di 11 ° (percento in volume) contuene:
a.
11 g di alcol in 100 ml di soluzione
b. 11 ml di alcol in 100 ml di soluzione
c.
11 ml di alcol in 100 ml di solvente
d. 11 ml di alcol in 100 grammi di solvente.
Una soluzione acquosa di saccarosio 0,1 m (molale) contiene o,1 moli di saccarosio in :
a.
1 litro di soluzione
b. 1 litro di acqua
c.
1 kg di soluzione
d. 1 Kg di acqua
Cosa succede se si riscalda una soluzione satura (con corpo di fondo):
a.
si scioglie in parte il corpo di fondo
b. non succede niente
c.
dipende dal tipo di soluto
d. precipita altro corpo di fondo
Problem solving
1.Di quanto aumenta o diminuisce il volume di un gas compresso a 20 atm e alla
temperatura di 0° se viene ulteriormente compresso a 30 atm ma anche riscaldato a 150°C?
Occorre considerare le variazioni dei parametri in gioco: la quantità di gas non cambia; per gli altri, si
passa da:
P1 = 20 atm; P2 = 30 atm
T1 = 273,15 K; T2 = 423,15 K
Consideriamo la situazione iniziale 1 applicando la legge generale:
20 x V1 = n 0,082 x 273,15
e la situazione 2 finale: 30 x V2 = n 0,082 x 423,15
Se ora dividiamo membro a membro otteniamo:
20 V1 / 30 V2 = 273,15 / 423,15
da cui
V2/ V1 = 423,15 .20/273,15 x 30 = 1,03
Un altro metodo, più “elegante” per risolvere il problema, consiste nel costruire la relazione necessaria
per il calcolo utilizzando i simboli corrispondenti ai parametri e partendo sempre dalla legge generale dei
gas:
P1 V1 = n R T1
P2 V2 = n R T2
Dividendo membro a membro ottengo P1 V1 / P2 V2 = T1 / T2 e da questa:
V2 / V1 = P1 T2 / P2 T1 = 20 x 423,15 / 30 x 273,15 = 1,03
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
2.In un recipiente chiuso contenente una miscela di gas il manometro indica la pressione
di 2 atm; la miscela è costituita da 2 g di H2, 3 g di CO2, 10 g di N2.
Calcolare le pressioni parziali dei componenti la miscela considerandoli gas ideali.
Occorre ricordare la legge di Dalton sulle miscele di gas, che dice che la pressione parziale di un gas è
proporzionale alla sua frazione molare. Poi si calcolerà il numero di moli totali del sistema e la frazione
molare di ognuno dei componenti.
Moli di H2 :
2 / 2,016 = 0,9920
Moli di CO2 : 3 / 44,01 = 0,0682
Moli di N2 :
10/ 28,02 = 0,3569
Moli totali della miscela
= 1,4171
Ora basta trovare la frazione molare di ogni componente e moltiplicarla per la pressione totale per
ottenere la pressione parziale di quel componente:
pressione parziale di H2 : (0,992/1,4171) x 2 atm = 0,7 x 2 = 1.4 atm
pressione parziale di H2 : (0,0682/1,4171) x 2 atm = 0,04798 x 2 = 0,0959 atm
pressione parziale di H2 : (0,3569/1,4171) x 2 atm = 0.2518 x 2 = 0,5037 atm
In questo caso abbiamo anche la possibilità di controllare i nostri calcoli: infatti, se sommiamo le 3
frazioni molari, il risultato è 0,9988 (il minimo errore è dovuto agli arrotondamenti); se sommiamo le
pressioni parziali otteniamo 2,000 atm.
Anche qui possiamo semplificare il calcolo utilizzando le espressioni letterali e poi sostituendo.
Indichiamo con x il numero di grammi, MM il peso molecolare, n il numero di moli, p la pressione
parziale, P la pressione totale; allora, per il componente i:
pi = ni P / ni = (xi / MM) P /
(xi / MM)
3. Se devo preparare un litro di soluzione 0,02 M di glucosio C6H12O6, quanti grammi di
glucosio devo pesare? (le masse atomiche sono: 12.01 per C, 1.008 per H, 16.00 per O)
La massa molecolare del glucosio sarà:
(6 x 12,01) + (12 x 1,008) + (6 x 16,00) = 72,06 + 12,096 + 96,00 = 180,16
Perciò una mole di glucosio corrisponde a 180,16 g; ma poiché mi servono 0,02 moli, basterà moltiplicare
questo valore per 0,02:
180,16 g x 0,02 = 3,603 g
Oppure si può fare la proporzione:
180,16 / 1 m = X / 0,02 m da cui X = 180,16 x 0,02=3,603 g
4. Calcolare il punto di congelamento e quello di ebollizione di una soluzione 0,6 molale di cloruro di
calcio in acqua
∆t eb = k eb ⋅ i.m per l’acqua Keb=0,.51
∆tcr = k cr ⋅ i.m per l’acqua Kcr=1,86
Immaginando il cloruro di calcio completamente dissociato il coefficiente i è uguae a 3
∆t eb = 0,51 ⋅ 3.0,6 =0,918 e ∆tcr = 1,86.3.0,6 =3,34
La soluzione bollirà a 103,34 °C e congelerà a -0,918°C
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Chimica e vita
Chimica generale, La struttura della materia
Prepariamo soluzioni a titolo noto.
Per preparare una soluzione 0,01 M di K2CrO4 bisogna porre pesare una quantità di sostanza pari a 0,1
moli di K2CrO4 cioè 2,7 grammi, metterrla in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua
fino al volume di un litro.
Si incontra spesso il problema di dover preparare una soluzione diluita a concentrazione data partendo
da una soluzione più concentrata
Quanta acqua dobbiamo aggiungere a 500 ml di soluzione o,5 M per ottenere una soluzione
0,1 M?
Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le moli del soluto rimangono invariate.
Possiamo ricavare le moli del soluto da:
Molarità (M) =
moli soluto
litri soluzione
⇒
moli soluto = Molarità × litri soluzione
se Mi= molarità iniziale Mf= molarità finale Vi= volume iniziale Vf= volume finale
Poiché anche diluendo le moli totali di soluto rimangono costanti si ha
Mi.Vi= Mf.Vf
0,5.500 = 0,1. Vf
Vf= 0,5.500/0,1=2500
Poiché il Volume iniziale era di 500ml dobbiamo aggiungere 2 litri di acqua
Risolvi tu:
1. Si abbia una soluzione 0,8 M di NaCl. Quanti ml di tale soluzione devono essere usati per diluizione per
preparare 100 ml di soluzione 0,2 M?
2. Quale è la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,38 g di NaNO3 fino ad un volume di 50
ml?
3. Quanti grammi di acido solforico sono contenuti i500 ml di una soluzione 1,4 M di HCl?
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Chimica generale, La struttura della materia
Cruciverva
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
Orizzontali
1. quando un sale viene messo in acqua va incontro a...
4 teoria dei gas basata su calcoli statistici
5. una proprietà dei fluidi che ne rende difficile lo
scorrimento
6. condizioni normali di T e p
8. avviene alla superficie dei liquidi
10 non si sciolie più solut. la soluzione è....
11. la solubilità dei gas nei liquidi aumenta se aumenta la....
12. La curva che si ottiene ponendo in ascisse il volume ed in
ordinata la pressione di un gas
13. moli di soluto in un Kg di solvente
15. c'è ma non si vede
16. i composti molecolari......si sciolono facilmente in acqua
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Vericali
2. capacità di alcuni composti di fornare ioni in
soluzione
3. temperatura al di sopra della quale un gas non
diventa liquido
della
temperatura
di
4. abbassamento
congelamento in una soluzione
7. scoprì due leggi dei gas
9. la pressione dovuta ad una membrana
semipermeabile
11. le leggi dei gas valgono sole se essi sono.....
14. Se in ascissa poniamo la temperatura assoluta ed
in ordinata il volume di un gas ...
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
LE TRASFORMAZIONI CHIMICHE
PREREQUISITI
saper utilizzare i concetto di energia e di velocità
conoscere la caratteristiche delle soluzioni e saperne ricavare la concentrazione
conoscere i principali composti inorganici, saperne i nomi e saper ricavare le rispettive formule
OBIETTIVI
Dopo aver affrontato questa unità sarai in grado di:
riconoscere i diversi tipi di reazioni: con o senza trasferimento di elettroni
riconoscere e saper bilanciare le reazioni di ossidoriduzione;
prevedere le condizioni che rendono possibile una reazione chimica;
spiegare le ragioni per cui le reazioni hanno diverse velocità;
individuare i fattori che modificano la velocità di una reazione;
riconoscere le reazioni di equilibrio e saperne scrivere la costante;
saper applicare ad un equilibrio i lprincipio di Le Chatelier;
Le reazioni
Cosa succede se si versa un poco di bicarbonato in una bottiglia di aceto?
Abbiamo già visto nel secondo capitolo alcuni esempi di reazioni chimiche e siamo in grado di bilanciarle.
Fin dal ottocento i chimici hanno cercato di classificare le reazioni raggruppandole in base alle modalità con
cui si verificano e/o ai reagenti ed ai prodotti. Con l’utilizzo del numero di ossidazione si può fare una
divisione più razionale:in alcune reazioni il numero di ossidazione rimane costante , in altre cambia
(ossidoriduzioni).
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Una classificazione ancora molto utilizzata suddivide le reazioni in: sintesi, analisi o decomposizione,
semplice scambio e doppio scambio.
Sintesi
Nelle reazioni di sintesi due o più sostanze si uniscono per formarne una nuova. La
rappresentazione schematica delle reazioni è:
A e B possono essere due elementi o due composti e C è sempre un composto. Le reazioni di sintesi
sono simmetriche rispetto a quelle di decomposizione Ad esempio:
2Hg +O--->2HgO Sintesi dell’ossido di mercurio
2HgO --->2Hg +O2 Decomposizione dell’ossido di mercurio
Altri esempi di sintesi sono :
1) la formazione degli ossidi da un elemento (metallo o non metallo) combinato con
l’ossigeno:
C+O2 --->CO2
2Ca+O2--->2CaO
2) la formazione dei sali di ammonio: NH3+HCl--->NH4Cl ( cloruro di ammonio)
3) la formazione dei carbonati dagli ossidi: CaO+CO--->CaCO3
Decomposizione
Nelle reazioni di decomposizione un composto si decompone in due o più sostanze più
semplici. La rappresentazione schematica delle reazioni è:
A è un composto, mentre B e C possono essere sia composti sia elementi. Esempi:
2H2O2--->.2H2+O2
L’acqua ossigenata si decompone in idrogeno ed ossigeno
CaCO3 --->CaO+CO2
Questa reazione viene chiamata anche di calcinazione, non avviene per i carbonati dei metalli
alcalini (Na e K)
Semplice scambio o sostituzione
Nelle reazioni di semplice scambio un elemento sposta un altro elemento da un composto,
formando contemporaneamente un nuovo composto
La rappresentazione schematica delle reazioni è:
Un esempio: la formazione di un sale quando un acido reagisce con un metallo. In questi casi si dice
che il metallo sposta l’idrogeno dall’acido. zinco, che, immersa in una soluzione acquosa di acido
cloridrico, provoca una forte effervescenza e la lamina di zinco risulta corrosa. La reazione è:
Zn+ 2HCl ---> ZnCl2+H2
In questo caso lo zinco sposta l’idrogeno dall’acido cloridrico e dà origine ad un nuovo composto, il
cloruro di zinco.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Na+H2O ---> 2NaOH+H2
il sodio sposta l’idrogeno dall’acqua
Doppio scambio
In queste reazioni si ha lo scambio da un elemento con un altro di con formazione di due
nuovi composti.
Esempi sono le reazioni tra due sali o tra un sale e un acido.
AgNO3+NaCl --->AgCl+NaNO3
AgNO3+HCl ---> AgCl+HNO3
-FeS + 2HCl ---> FeCl2 + H2S
Le reazioni in forma ionica
Spesso, nelle reazioni che coinvolgono elettroliti, non tutti gli ioni generati in soluzione acquosa
prendono effettivamente parte alla reazione. In soluzione acquosa molte reazioni avvengono in forma
ionica: i sali e gli idrossidi sono dissociati in ioni e anche alcune sostanze covalenti, in particolare li
acidi, in soluzione danno origine a ioni (pag.). Per scrivere le reazioni in forma ionica:
1. scrivere la reazione e bilanciarla
2. scrivere in forma ionica i composti che si dissociano. acidi e basi “forti”, sali solubili (vedi
Tabella)
3. lasciare le altre sostanze in forma molecolare (acidi e basi deboli, prodotti gassosi, sali
insolubili)
4. cancellare gli ioni che compaiono prima e dopo la freccia e che non prendono parte alla
reazione (ioni spettatori)
Facciamo reagire solfuro di potassio e solfato di rame in acqua otteniamo solfuro di rame, un sale nero
insolubile, che vediamo “precipitare” e solfato di potassio solubile che non vediamo perché
completamente dissociato.
K2S+CuSO4→
CuS+K2SO4
2K++ S2--+Cu2+ +SO4- → CuS+ 2K++ SO4eliminando gli ioni compaiono prima e dopo la freccia si ha:
S2--+Cu2+ → CuS
Ioni negativi
Ioni positivi
Composto ottenuto
tutti
metalli alcalini e ammonio (NH4+)
solubile
nitrato
tutti
solubile
acetato
tutti tranne Ag+
solubile
cloruro, bromuro, ioduro
Ag+, Pb++, Hg2+
tutti gli altri
insolubile
solubile
metalli alcalini e ammonio (NH4+)
tutti gli altri
metalli alcalini e ammonio (NH4+)
tutti gli altri
metalli alcalini e ammonio (NH4+)
tutti gli altri
solubile
insolubile
solubile
insolubile
solubile
insolubile
solfuri
idrossido
fosfato e carbonato
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Le precipitazioni
Per comprendere i meccanismi delle reazioni chimiche è fondamentale lo studio del tipo di legami che
gli atomi realizzano nei composti (cap 6), soprattutto quelli ionico e covalente. Il primo comporta un
trasferimento di elettroni da una specie chimica all’altra e consiste sostanzialmente in un’attrazione
elettrostatica tra i due ioni di carica opposta che si sono così venuti a creare; il secondo invece porta ad
una sorta di condivisione di uno o più elettroni tra i due atomi interagenti.
In generale le reazioni possono essere suddivise in due grandi gruppi:
5. quelle in cui non si verifica il trasferimento di elettroni cioè in cui non varia il numero di
ossidazione di reagenti e prodotti. Sono essenzialmente reazioni di doppi scambio:
precipitazioni e reazioni di neutralizzazione
6. quelle in cui varia il numero di ossidazione di reagenti e prodotti: ossidoriduzioni. In questa
tipologia rientrano le reazioni di sintesi, decomposizione, semplice scambio
Le precipitazioni sono reazioni che coinvolgono ioni in soluzione, derivati dalla
solubilizzazione di elettroliti cioè di composti che in soluzione formano ioni. Si ha la
formazione di un prodotto solido (precipitato) da una soluzione satura.
Abbiamo già visto nel capitolo delle soluzioni la diversa solubilità dei sali e la variazione al variare
della temperatura. Superato il limite di solubilità la soluzione è satura e incomincia ad intorbidirsi,
con formazione di cristallini. In genere il limite di solubilità si può raggiungere facendo evaporare il
solvente. ES. Acqua mare saline.
Oppure si possono mescolare due soluzioni “limpide” con formazione di un precipitato per
aggregazione di alcuni ioni della prima con altri della seconda.
Ad esempio
AgNO3 +NaCl--->AgCl +NaNO3:
Dall’unione di due soluzioni limpide in cui i sali sono completamente sciolti cioè dissociati in ioni
positivi e negativi si forma un precipitato, dovuto alla formazione di AgCl ,un sale insolubile.
La vera reazione è:
Ag+ + Cl¯--->AgCl
I due ioni argento e cloro si attraggono reciprocamente formando il sale cloruro di argento (legame
ionico).
CaCl2+ Na2CO3 --->CaCO3+2NaCl
Si forma un precipitato di carbonato di calcio
In modo analogo in natura nelle grotte si forma il carbonato di calcio che forma stalattiti e stalagmiti
In forma ionica:
Ca2+ +2 Cl¯-+ 2Na++ CO32---->CaCO3+2Na++2 Cl¯
Ca2+ + CO32---->CaCO3
Immagina di avere due provette piene a metà con due liquidi limpidi. La prima contiene KI, la
seconda PbCl2. Versa il contenuto della prime della seconda. Si forma una sostanza solida gialla. Cosa
è successo?
Dalla tabella puoi osservare che lo ioduro di piombo ha una bassa solubilità in acqua e quindi…..
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
SOLUBILITA’ IN ACQUA A 20°C
Solubilità (g/100
g di H2O)
Composto
Solubilità (g/100
g di H2O)
PbCl2
9,9 10-1
AgCl
1,3 10-3
Ag2SO4
7,9 10-1
Al(OH)3
1,4 10-4
PbI2
6,8 10-1
AgI
3 10-6
CaCO3
1,3 10-2
Fe(OH)3
4,8 10-8
BaSO4
2,5 10-3
ZnS
3,310-10
Composto
Le reazioni di neutralizzazione
Una prima definizione di acidi e basi è dovuta ad Arrhenius (1890): un acido è un composto che in
soluzione acquosa si dissocia liberando ioni idrogeno
, una Base è un composto che in
soluzione acquosa si dissocia liberando ioni ossidrile o idrossido
Esempi:
HCl (aq)--->H+ (aq) + Cl-(aq)
CH3COOH-(aq) ->CH3COO- (aq) + H+ (aq)
NaOH (aq) --->Na+(aq) + OH-(aq)
La definizione di Arrhenius è incompleta. Ad esempio essa implica che una base debba contenere uno
o piu' gruppi ossidrile nella formula molecolare. L'ammoniaca ha formula NH3, eppure si comporta
come una base perché si combina con l'acqua:
NH3+H2O--->NH4OH
Nel capitolo
a pag
vedremo come con la definizione di acido e base di Lowry e Brönsted
possiamo spiegare il comportamento dell'ammoniaca e di altre specie chimiche.
Le reazioni acido base sono chiamate di neutralizzazione e possono essere considerate reazioni
di “scambio”.
Esse consistono nella reazione tra un acido e una base in soluzione In generale, i protoni dell'acido
neutralizzano i gruppi ossidrilici della base per dare acqua, mentre il catione proveniente dalla base
potrebbe combinarsi con l'anione proveniente dall'acido. In realtà se l’eventuale sale che si potrebbe
formare è solubile l’unico vero prodotto della reazione è l’acqua Per questo motivo, queste reazioni
vengono anche dette reazioni di neutralizzazione. Esempio:
HCl (aq)+NaOH (aq) -->NaCl(aq)+ H2O
ACIDO CLORIDRICO+IDROSSIDO DI SODIO=CLORURO DI SODIO+ACQUA
Il composto che deriva dal catione della base e dall'anione dell'acido si chiama genericamente sale.
L’acido cloridrico, la soda ed il cloruro di sodio sono tutti elettroliti forti, l'equazione può essere
riscritta in forma ionica:
H+ (aq) + Cl-(aq)+ Na+(aq) + OH-(aq) --->+ Cl-(aq)+ Na+(aq)+H2O
Come si puo' vedere, gli ioni effettivamente implicati nella reazione sono
e
, mentre gli
ioni
e
si ritrovano inalterati al secondo membro e non danno alcuna ulteriore
informazione utile: essi vengono percio' detti ioni spettatori e quindi la vera reazione è:
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
H+ (aq) + OH-(aq) --->H2O
REAZIONI PER LA FORMAZIONI DI:
OSSIDI; ACIDI; BASI
Metallo+ossigeno
Ossido basico
2Fe+O2
2FeO
Non metallo + ossigeno
C+O2
CO2
Ossido basico+acqua
K2O+ H2O
2KOH
Ossido acido+acqua
CO2+H2O
H2CO3
REAZIONI PER LA FORMAZIONE DEI SALI
Metallo+non metallo
sale
Na+Cl
NaCl
Idrossido+ acido
sale+acqua
Ossido acido
NaOH+HCl
NaCl+H2O
Ca(OH)2+H2SO4
CaSO4+ 2H2O
Idrossido
Ossido basico+acido
sale+acqua
CaO+H2SO4
CaSO4+ H2O
Acido
Ossido basico+ossido acido
sale
Ca0+SO2
CaSO4
Metallo+idrogeno
idruro
Mg+H2
MgH2
Metallo+acqua
idrossido+idrogeno
2Na+H2O
NaOH+H2
Idrossido+ossido acido
sale+acqua
Ca(OH)2+SO2
CaSO$+H2O
Metallo+acido
sale+acqua
Zn +HCl
ZnCl2+H2
Le ossidoriduzioni
Le reazioni chimiche di ossido-riduzione sono processi in cui alcuni elementi cambiano il proprio
numero di ossidazione: alcuni elettroni passano da un atomo all’altro con scambio di energia
Nelle reazioni di ossidoriduzione, i reagenti acquistano o perdono elettroni:
In queste reazioni uno dei reagenti viene ridotto, ossia acquista elettroni e diminuisce il proprio
numero di ossidazione, mentre l'altro viene ossidato, ossia cede elettroni, aumentando il proprio
numero d'ossidazione. La specie chimica che si ossida cede elettroni ed aumenta il numero di
ossidazione. La specie chimica che si riduce acquista quegli elettroni, diminuendo il numero di
ossidazione. Ovviamente la specie chimica che si ossida funge da riducente mentre, al contrario,
quella che si riduce funge da ossidante Molte reazioni di ossidoriduzione, come l'ossidazione dei
metalli, la combustione e i processi metabolici associati alla respirazione, coinvolgono l'ossigeno
atmosferico.
Quando nelle nostre cellule “bruciamo” il glucosio avviene un’ossidoriduzione:
C6H12O6 +6O2--- --6CO2+6H2O
Altre, invece, non richiedono la presenza dell'ossigeno; un esempio è la reazione
Pb + PbO2 + 2H2SO→
--->2PbSO4 + 2H2O
che si verifica all'interno degli accumulatori delle autovetture, producendo corrente elettrica. Le
ossidoriduzioni permettono la produzione di energia nelle pile (pag.)
Anche il ferro che arrugginisce va incontro a una reazione redox.
Nelle reazioni redox in forma molecolare sono descritti tutti gli atomi, per lo più in forma di molecole
indissociate, che partecipano alla reazione complessiva, anche quelli che non entrano nella redox, in
quanto non subiscono variazioni del n.o. .
Nelle reazioni redox in forma ionica sono riportati solo gli ioni e le molecole indissociate nelle quali
avviene un cambiamento del n.o. ; tra i reagenti si trovano anche ioni H+ , o ioni OH- ovvero
molecole di H2O a seconda che la reazione avvenga in ambiente acido, basico o neutro; anche nei
prodotti di reazione si trovano ioni H+ o ioni OH-, ovvero molecole di H2O per il bilanciamento
complessivo delle cariche. Le molecole di H2O possono provenire da combinazione di ioni H+ con
ossigeno ceduto dalla specie ossidante o dalla reazione 4OH----> 2H2O + O2
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Come bilanciare le ossidoriduzioni
Reazioni redox in forma molecolare
1. Verificare che la reazione sia effettivamente una "redox" cioè almeno due elementi abbiano subito
durante la reazione dei cambiamenti nei numeri di ossidazione.
E’ molto facile individuare una redox se un elemento si trova da un lato della freccia di reazione allo
stato elementare (nox = 0) e dall'altro si trova legato all'interno di un composto.
In tutti gli altri casi è necessario calcolare i numeri di ossidazione, scrivendo i numeri di ossidazione
variati sopra i rispettivi elementi.
+1 +5 -2 0
+1+5-2 +4-2
+1-2
HNO3+I2
HIO3+NO2+H2O
2) si mettono una freccia sotto la formula contenente gli atomi dell'elemento che si ossida ed un'altra
i due atomi dell'elemento che si riduce. In corrispondenza di ciascuna freccia si scrive la variazione (in
aumento o in diminuzione) del nox, moltiplicata per l'indice dell'atomo che reagisce.
HNO3+I2
+1 e-
HIO3+NO2+H2O
-5:2=10 e-
l’azoto si riduce e acquista un elettrone, lo iodio si ossida. 2 atomi di iodio passano da 0 a +5, cedendo
5 elettroni ciascuno: in totale 10 elettroni
3)Il numero di elettroni ceduti da un atomo deve essere uguale a quello di quelli acquistati dall’altro. Si
fa il minimo comune multiplo tra i due “salti” di elettroni:nel nostro caso 10. Dividendo questo
numero per gli elettroni acquistati dall’azoto si ottiene il suo coefficiente: 10:1=10, per lo iodio:
10.10=1. In tal modo abbiamo bilanciato il numero di elettroni trasferiti.
10 HNO3+I2
2HIO3+10NO2+H2O
A questo punto “contiamo” gli altri atomi, secondo la legge di Lavoisier. Si bilancia l’idrogeno per dare
nel nostro caso acqua, l’ossigeno per ultimo.
Prima della freccia ci sono 10 H, dopo 2 H (nell’HIO3) bisogno aggiungerne 8, quindi 4 molecole di
H2O
10 HNO3+I2
2HIO3+10NO2+4H2O
Gli ossigeni sono 30 sia prima che dopo la freccia.
Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento
Si definiscono dismutazioni quelle particolari ossidoriduzioni in cui alcuni atomi di un elemento si
ossidano ed altri si riducono.
Nell'esempio che segue, il bromo si riduce e si ossida
+1
Br2+NaOH
-1
NaBrO + NaBr+H2O
1 e-
1e-
Per bilanciare una reazione di dismutazione è necessario utilizzare le stesse regole che abbiamo visto
le normali reazioni redox, con l'avvertenza di partire dai prodotti di reazione e calcolare le variazioni
dei n. di ossidazione nei confronti dei reagenti. I coefficienti stechiometrici, così calcolati, verranno
pertanto assegnati ai prodotti di reazione.
Nell'esempio la variazione del n.ox tra il bromo il bromo del bromuro (-1) è pari a 1 elettrone. La
variazione del nox tra il bromo e NaBrO3 è ugualmente di 1 elettrone. Per quanto riguarda gli elettroni
la reazione è ià bilanciata, basta aggiungere 2 davanti a NaOH per bilanciare gli atomi diNa.
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Chimica e vita
Br2+2 NaOH
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
NaBrO+NaBr+H2O
Reazioni redox in forma ionica
Quando possibile è preferibile rendere le reazioni molecolari in forma ionica. Si calcola per ogni
atomo il n.ox e si verifica in quali esso subisca una variazione. Si dissociano in ioni le molecole
contenenti gli atomi che abbiano subito modificazioni di n.ox. . Questa dissociazione avviene per lo
più per sali, acidi e basi mentre non si dissociano le molecole biatomiche dei gas, gli ossidi di qualsiasi
tipo ed alcune molecole quali NH3 , PH3 .
Si osserva in quale ambiente avviene la reazione ( acido, basico o neutro ). Si scrive la reazione in
forma ionica netta, comprendendo, quindi:
a) - Ioni e molecole in cui varia il n.ox.
b) - Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O a seconda dell’ambiente di reazione.
c) - Ioni H+ o ioni OH- , ovvero molecole di H2O per il bilanciamento delle cariche.
es. K2Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O :
si assegnano i numeri di ossidazione:
+1
+6 -2 +1-1
+1+5-2
+1 +5 -2
+3
-5 +2
0
+1-2
K2Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O
Le specie chimiche che modificano il n.ox. e che, quindi, entrano nella redox sono il Cromo (Cr) e lo
iodio (I).
K2Cr2O7 + KI + HNO3 ----> KNO3 + Cr(NO3)3 + I2 + H2O :
in forma ionica netta e non bilanciata:
+6
-1
+3
0
Cr2O7-2 + I- - + H+ ---->Cr3+ + I2 + H2O .
3*2 e-
1e-
Per bilanciarla si considerino i “salti” di elettroni: 3 per ogni atomo di cromo (in totale 6 per Cr2O7-2 e
uno per lo ione I-.
Il minimo comune multiplo è 6 . I coefficienti: 1 per Cr2O7-2 e 6 per ICr2O7-2 +6 I- + H+ ---->Cr3+ + I2 + H2O
Secondo la legge di Lavoisier
Cr2O7-2 +6 I- + H+ ---->2 Cr3+ + 3 I2 + H2O
A questo punto bisogna considerare la cariche: ci sono 6 cariche negative nei prodotti: ce ne devono
essere altrettante nei reagenti e quindi servono ioni H+
Cr2O7-2 +6 I- + 14 H+ ---->2 Cr3+ + 3 I2 + H2O
si formeranno sette molecole di acqua
Cr2O7-2 +6 I- + 14H+ ---->2 Cr3+ + 3 I2 + 7H2O
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
In laboratorio
1. Reazione di precipitazione
Cosa serve
Due provette di vetro, una soluzione di nitrato di piombo Pb(NO3)2 0,1M, una soluzione 0,1M ioduro
di potassio KI
Cosa si fa
Si versa la soluzione contenuta nella prima provetta all’interno della seconda provetta.
Cosa si osserva
Si osserva la formazione di un precipitato di colore giallo intenso. Il cambiamento di colore è dovuto
alla formazione dello ioduro di piombo PbI2 giallo, insolubile, che si è depositato sul fondo della
provetta. In soluzione sono rimasti, in forma dissociata, gli ioni K+ ed NO3- La reazione è una reazione
di doppio scambio. Non vengono coinvolti elettroni e non cambia il numero di ossidazione degli
elementi in gioco, non è quindi una reazione di ossidoriduzione, ma una precipitazione.
Pb (NO3)2+ 2KI --->KNO3 + PbI2(s)
2. Combustione del nastro di magnesio
Cosa serve
Nastro di magnesio metallico (Mg), accendino,vetro a lente di orologio
Cosa si fa
E’ opportuno che l’esperimento sia fatto dal docente. Il docente incendia il nastro di magnesio
cercando di tenerlo lontano dal viso e dai ragazzi. È utile invitare i ragazzi a non guardare in modo
fisso la combustione.
L’ossido di magnesio che si forma in seguito alla combustione del metallo viene posto su un vetrino e
fatto passare tra i banchi così da far osservare ai ragazzi l’ossido prodotto dalla reazione
Cosa si osserva
L’esperienza vuole introdurre in modo abbastanza spettacolare le reazioni di ossidoriduzione.
Il magnesio metallico, di colore grigio lucente, si è trasformato in ossido di magnesio, di colore opaco
con un “lampo”.
Mg+ O2-->2MgO
Per la verifica
Domande aperte
1. Inserisci i coefficienti per bilanciare la seguente equazione di reazione.
__I - __H2O2__H+ ---> __I2 + __ H2O
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2. Quali reazioni non sono bilanciate appropriatamente? Quali sono ossidoriduzioni?
a.
H2O2 ---> H2O + O2
b. SiH4 + 2O2 ---> SiO2 + 2H2O
c.
H2SO4 + NH3 ---> NH4SO4
d. H2S + SO2 ---> 2S + H2O
e.
Ca(OH)2 ---> CaO + H2O
f.
H2O + Na ---> NaOH + H2
3. Bilancia le seguenti reazioni Individua quali sono ossidoriduzioni e bilanciale come tali.
a. Br2 + KI
KBr + I2(s)
e. PBr3 +H2O
b. Co + O2
Co2O3(s)
f. NO + O2
c. P4 + O2
P4O10(s)
g. C2H6 + O2
d. Al + HNO3
Al2(NO3)3 +H2
H3PO3 + HBr
NO2
CO2 + H2O
h. CuO + H2SO4
CuSO4 + H2O
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera.
Vero
Falso
Il reagente che viene ridotto perde elettroni
La specie chimica che si riduce acquista elettroni, aumentando il numero di
ossidazione.
Nelle reazioni di semplice scambio un elemento sposta un altro elemento da
un composto
Tutti i nitrati sono solubile
Gli atomi che non prendono parte alla reazione sono chiamati spettatori
Le reazioni acido base possono essere considerate reazioni di “scambio”.
Scelta multipla
1.
Quanti grammi di alluminio si ottengono dalla reazione, secondo l'equazione (in moli):
4 Al(s) + 3 O2(g) ---> 2 Al2O3(s)?
O 204 g
O 96 g
O 102 g
O 108 g
2. Data la reazione di formazione dell'idrossido di sodio da ossido di sodio e acqua
Na2O + H2O ---> 2NaOH,
indica il numero di moli di prodotto che si formano a partire da 10 moli di Na2O e 4 moli di
H2O.
O 6 moli
O 8 moli
O 10 moli
O 4 moli
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Problem solving
Scegli una reazione chimica che ti è famigliare (per esempio la hai vista un laboratorio). Scrivi i
reagenti e i prodotti con i loro nomi tradizionali
REAGENTI
PRODOTTI
b) Scrivi la reazione con le formule e bilanciala
REAGENTI
PRODOTTI
Quali proprietà delle sostanze si conservano in una reazione cioè quando i reagenti si trasformano in
prodotti: la massa, il volume, la forma, il colore, l’odore, il numero di atomi, la lunghezza, la
conducibilità elettrica (capacità di condurre o non condurre la corrente), la conducibilità termica.
Perché?
Rappresentando gli atomi con dei “pallini” di colore o forma diversi cerca di rappresentare con un
disegno cosa avviene nella tua reazione?
REAGENTI
PRODOTTI
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Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Orizzontali
Verticali
1. la vera reazione tra acido cloridrico e soda
2. la più antica teoria su acidi e basi
3. questi sali sono tutti solubili
5. la reazione a cui va incontro l'acqua ossigenata
4. la reazione di formazione deli ossidi
8. quello di calcio forma le grotte
5. lo scambio può essere....
6. ioni che stanno a guardare
7. reazioni con formazione di un solido
9. reazioni in cui varia il numero di ossidazione
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Come avvengono le reazioni?
Perché lo scaldabagno elettrico è meno conveniente di quello a gas?
Nel capitolo precedente hai imparato a scrivere e a bilanciare i tipi principali di reazioni chimiche. Se osservi
quello che succede intorno a te ti puoi rendere conto che in natura non tutto è possibile: l’acqua scorre
sempre verso il basso, alcune sostanze facilmente bruciano, ad esempio il metano della cucina: basta una
scintilla, ma i prodotti della reazione, anidride carbonica ed acqua non riformano altrettanto facilmente
metano: c’è una direzionalità, che è stata scoperta dai fisici già nell’ottocento, quando l’uomo si è reso conto
che la natura non dà nulla gratis, non esiste il moto “perpetuo”, i combustibili (petrolio, carbone) non sono
rinnovabili. Lo studio della termodinamica ti fornirà competenze utili per poter affrontare i problemi
legati all’utilizzo dell’energia.
Altri vincoli che rendono le reazioni “reali” diverse da quelle scritte sulla carta sono: il fattore tempo, alcune
reazioni sono lente, altre veloci (cinetica chimica) e la possibilità per alcune di andare “avanti” ed
“indietro” (equilibri).
Termodinamica chimica
In ogni reazioni chimica si verificano scambi di energia tra il sistema ,le specie chimiche che
partecipano alla reazione stessa e l’ambiente, tutto quello che è intorno: di tutto questo si occupa la
termodinamica. Un sistema può essere:
aperto scambia energia e materia con l’ambiente esterno;
chiuso scambia energia ma non materia con l’ambiente esterno
isolato non scambia né energia né materia con l’ambiente esterno.
materia
ambiente
energia
sistema
sistema
materia
ambiente
sistema
Cellula (Sistema aperto)
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ambiente
sistema
Gli scambi possono avvenire sotto forma di calore (Q) quando esiste una differenza di temperatura
tra due corpi a contatto o tra due zone diverse dello stesso corpo o tra sistema e ambiente o di lavoro
(L) quando una forza di diversa natura (meccanica, elettica, magnetica) provoca uno spostamento
L=F*s dove F0forza e s=spostamento
Per convenzione si considerano positivi (+Q e +L) il lavoro ed il calore guadagnati dal sistema cioè
provenienti dall’ambiente e negativi quelli persi cioè ceduti dal sistema all’ambiente.
+Q
-Q
SISTEMA
+L
-L
AMBIENTE
Lo STATO di un sistema viene definito dai valori che assumono un certo numero di variabili, fisiche e
chimiche, come temperatura, pressione, volume e concentrazione delle specie presenti.
Si definiscono FUNZIONI DI STATO di un sistema quelle grandezze che , se in un sistema
avvengono delle trasformazioni, dipendono solo dallo stato iniziale e finale e non dal cammino
percorso, ad esempio, l’energia interna (E), l’entalpia (H) e l’energia libera (G). Per esempio se
dobbiamo scalare una montana alta 1500 metri, il dislivello dipenderà solo dall’altezza della
montagna: se partiamo dalla quota di 200 metri sarà di 1000 metri e può essere considerato una
funzione “di stato”, il tempo per raggiungere la meta invece dipenderà da quale sentiero scegliamo.
Immaginiamo di gonfiare la camera d’aria di una bicicletta: partiamo da un volume V1 e da una
pressione p1 per arrivare ad un volume V2 e ad una pressione P2, potremo ottenere lo stesso risultato
con una pompa o on bomboletta di aria compressa, facendo un’unica operazione o gonfiano in tempi
diversi le differenze di volume e pressione saranno sempre.
∆V=v2-v1 e ∆P= p2-p1
Storia della termodinamica chimica
Nel settecento grazie ad Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) si ebbe una prima valutazione
quantitativa degli effetti termici delle reazioni chimiche, egli insieme a Pierre-Simon Laplace (17491827) nel celebre Mémoire sur la chaleur del 1780 misurò gli effetti termici associati alle reazioni
chimich e dimostrò che il calore liberato in una reazione era uguale al calore assorbito se la reazione
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veniva invertita utlizzando un nuovo strumento costruito da Laplace: il calorimetro. Durante la
rivoluzione industriale avvenuta a partire dalla metà del settecento il lavoro delle macchine si sostituì
a quello umano e divenne fondamentale lo studio dell'efficienza delle macchine a vapore Il francese
Sadi Carnot (1796-1832), ingegnere militare studiò il comportamento di una macchina a vapore ideale
formulando il ciclo di Carnot. Carnot morì di colera nel 1832 e quasi tutti i suoi articoli andarono
persi, si salvò solo un manoscritto (Réflexions sur la puissance motrice du feu, 1824) e il suo lavoro fu
praticamente dimenticato. Partendo dai suoi studi in seguito Lord Kelvin in Inghilterra e Rudolf
Clausius (1822-1888) in Germania formularono la seconda legge della termodinamica. G. H. Hess
(1802-1850) in un articolo pubblicato nel 1840 stabilì che il calore svolto in una reazione è lo stesso sia
che essa avvenga in un solo stadio, sia che essa proceda attraverso vari stadi. James Prescott Joule
(1818-1889) stabilì l'equivalenza tra l'energia elettrica e quella meccanica e misurò accuratamente
l'equivalente meccanico del calore. Clausius elaborò nel 1865 il concetto di entropia, una grandezza
che rappresenta la misura del grado di disordine dell'energia. Fu Hermann von Helmholtz (1821-1894)
a razionalizzare la termodinamica chimica e a derivare, nel 1882, un'espressione che correlava
l'energia totale di un sistema alla sua energia libera (cioè alla frazione di energia che può essere
convertita in forme di energia diverse dal calore), alla sua temperatura e alla sua entropia. Questa
equazione permise ai chimici di determinare la direzione in cui una reazione tende a procedere.
Reazioni chimiche e calore: il primo principio
Per il primo principio della termodinamica o legge della conservazione dell'energia
l'energia dell'universo è costante e non varia a causa di trasformazioni fisiche o
chimiche.
In particolare ogni sistema, in un determinato stato, ha una energia interna E che è funzione di stato.
In tutte le reazioni chimiche vale il principio di conservazione dell'energia. E’ necessaria energia per
rompere alcuni legami presenti nelle molecole dei reagenti e successivamente formarne altri, in modo
da ottenere le molecole dei prodotti. Infatti per rompere un legame bisogna fornire una certa quantità
di energia, che viene liberata quando si costituisce il nuovo legame. I legami caratterizzati da alta
energia sono detti "forti" proprio perché per romperli è necessaria una notevole quantità di energia.
Se nei prodotti si formano legami più forti di quelli rotti nei reagenti, si verifica un'emissione di
energia sotto forma di calore e la reazione viene detta esoergonica o esotermica. Se, invece, si
formano legami più deboli, bisogna fornire energia e la reazione è detta endoergonica o
endotermica.
Poiché i legami forti hanno una maggiore tendenza a formarsi di quelli deboli, le reazioni esotermiche
spontanee sono più comuni di quelle endotermiche: un esempio è la combustione degli idrocarburi
cioè la reazione di ossidoriduzione a cui questi composti vanno incontro combinandosi con l’ossigeno
dell’aria, con produzione di anidride carbonica (CO2) e di acqua (H2O
CH4 (g)+ O2(g) ---> CO2 (g) + H2O(g)+ calore
Q=-393,5 kJ (chilo joule) calore liberato
Anche alcune ossidoriduzioni sono esotermiche
Fe(s)+CusO4 (aq) ---> FeSO4 (aq)+Cu 8S)+calore
Un esempio di reazione endotermica:
C(s)+H2O (g) +calore---> C0(g) +H2(g) Q=+136,96 kJ calore fornito dall’esterno
Affinche la reazione possa avvenire bisogna fornire energia dall’esterno, in quanto il contenuto
energetico dei prodotti e maggiore rispetto a quello dei reagenti
In una reazione esotermica il recipiente in cui abbiamo messo i reagenti si scalda, in una endotermica
si raffredda. Il calore si può misurare in joule o chilo joule o in calorie e chilocalorie, per passare da
un’unità di misura all’altra ricordiamo che 1 kJ=0,24 kcal
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
CALORE
CALORE
SISTEMA
AMBIENTE
Reazione endotermica
Le confezioni in busta per riscaldare o raffreddare sfruttano reazioni endo o esotermiche: contengono
acqua in una busta ed un sale solubile in un’altra busta. Al momento dell’uso le due sostanze vengono
a contatto e si ha sviluppo o assorbimento di calore. Per riscaldare ad esempio si utilizza CaCl2 che
sciolto in acqua sviluppa calore, al contrari per raffreddare NH4No3 che se sciolto va incontro ad un
processo endotermico e quindi assorbe calore.
Ogni sistema chimico possiede energia potenziale ed energia cinetica legata al movimento delle
particelle che lo compongono, come abbiamo già detto l’energia totale è detta energia interna.
E= E(cin) +E(p)
A sua volta l’energia cinetica può dipendere da tutti i possibili movimenti delle particelle. traslazione,
vibrazione, rotazione
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
FIG. L’energia delle particelle (atomi, molecole,ioni) è uguale alla somma della loro energia cinetica e di
quella potenziale. L’energia cinetica è legata ai movimenti di traslazione (spostamento), rotazione (su sé
stesse), vibrazione (oscillazione o variazione della distanza tra atomi)
L’energia interna è funzione di stato, in ogni trasformazione chimica e fisica si ha:
∆ E=E/finale)-E(iniziale
L’energia interna per il primo principio della termodinamica comprende sia il lavoro che il calore
scambiati
∆ E=Q-L
Q ha segno positivo perché è assorbito dall’ambiente e L invece è neativo perché compiuto dal
sistema.
Q=
∆ E+L
Possiamo formulare il primo principio anche nel seguente modo: il calore fornito ad un
sistema non si trasforma completamente in lavoro, ma in parte va ad aumentare l’ energia
interna del sistema
Quale può essere il lavoro compiuto durante una reazione chimica?
Se si tra i prodotti si formano dei gas il lavoro è legato alla tendenza dei gas ad espandersi cioè ad
aumentare il proprio volume. A pressione costante:
L=P
∆V
∆ E= Qp- P
∆V
∆ E+P
∆V
Qp=
Anche Qp è una funzione di stato e prende il nome di entalpia (H).
∆V =0 , Qv = E(calore di reazione a V = costante )
Se invece il volume è costante P
L’entalpia è una grandezza termodinamica fondamentale che si utilizza principalmente per sistemi a
pressione costante e corrisponde alla sua energia interna (E) a cui viene sommata il prodotto pressione
(P) per variazione di volume (V) : H = E + PV
Se in una trasformazione rimane costante la pressione, la variazione di entalpia (H ) co rrisp o n d e al
calore scambiato con l’ambiente circostante
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reagenti
C(s) + O2(g)
ENTALPIA H
ΔH<0
CO2(g)
prodotti
In una reazione esotermica l’entalpia dei prodotti è minore di quella dei reagenti e quindi la
variazione è negativa.
∆ H=H2-H1 <0
Al contrario in una reazione endotermica
∆ H=H2-H1 >0
Si definisce entalpia di formazione o calore di formazione la variazione di entalpia che si
ha quando n composto si forma dagli elementi che lo costituiscono
Si definisce entalpia di reazione o calore di reazione la quantità di calore sviluppata o
assorbita in una reazione chimica: le quantità dei reagenti sono quelle della reazione
bilanciata.
UN ESEMPIO
Ad esempio a 25°C :
Calcoliamo il calore di reazione che si sviluppa quando 4,20 l
di H2 reagiscono con eccesso di N2 alla pressione di 200,0
atm e alla temperatura di 523 K.
∆H
= - 46,19 kJ/mol per la formazione
dell’ammoniaca
3H2+2N2--->2NH3
Calcoliamo le moli di H2 che reagiscono, attraverso
l’equazione di stato dei gas perfetti:
PV=nRT
200,0 x 4,20=n 0,0821 x 523
n = 19,6 mol di H2
Dalla stechiometria della reazione si osserva che sono
necessarie 3/2 moli diH2 per ottenere una mole di NH3.
Allora, partendo da 19,6 moli di H2 si ottengono:
3/2 : 1 = 19,6 : x x = 19,6 x 2/3 = 13,1 moli di NH3
Il calore sviluppato sarà:
q = -13,1 mol x 46,19 kJ mol-1 =- 605 kJ
2 H2(g)+O2(g) 2H2O (g)
∆H=-241,818
2 moli di idrogeno combinandosi
con una di ossigeno liberano 241,818
kJ. Se consideriamo 4 moli di
idrogeno dobbiamo raddoppiare la
quantità di calore. Dato che anche le
trasformazioni fisiche (passaggi di
stato) comportano variazioni di
energia,
nelle
equazioni
termochimiche è necessario indicare
lo stato fisico di tutti i reagenti e
prodotti; per la stessa ragione, se un
solido può esistere in più di una
forma
allotropica,
questa
va
specificata.
Ad esempio:
2Cgraf + 3H2 (g) + 1/2O2 (g)
C2H5OH (l) ∆H =
- 277,7 k
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Cgraf carbonio sotto forma di grafite
H2 (g) idrogeno allo stato gassoso
O2 (g) ossigeno allo stato gassoso
C2H5OH (l) alcool etilico allo stato liquido
Per calcolare il calore di reazione bisogna seguire alcune avvertenze.
Le variazioni di entalpia e delle altre grandezze termodinamiche dipendono dalla temperatura e da
altre grandezza.
Per confrontare e combinare valori di H relat ivi areazioni diverse sono state scelte delle condizioni di
riferimento dette STANDARD
GAS: il gas puro a P = 1 atm e T = 298 K
LIQUIDI: liquido puro a P = 1 atm e T = 298 K
SOLIDI: forma allotropica stabile a P = 1 atm e T = 298 K
Agli elementi nei loro stati standard si attribuisce ∆H = 0
Le variazioni di entalpia che si riferiscono a trasformazioni negli stati standard vengono indicati con
H°; nella tabella n a pag sono riportati i valori di H
° relativi alla formazione di alcuni composti a
partire dagli elementi (H ° dformazione)
i
Legge di Lavoisier-Laplace: il calore richiesto per decomporre una sostanza è uguale al calore
sviluppato nella sua formazione. Quindi, invertendo il senso della reazione, va invertito anche il
∆H. Ad esempio:
segno del
H = - 285,8 kJ/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H 2O (l)∆
∆H = + 285,8 kJ/mol
H2O (l) H2 (g) + 1/2 O2 (g)
Legge di Hess: il calore sviluppato in un processo chimico a pressione costante non dipende dal fatto
che il processo avvenga in uno o più stadi. Questa legge deriva dal fatto che l’entalpia è una funzione
di stato e che le sue variazioni dipendono unicamente dagli stati iniziale e finale e non dal cammino
percorso.
Applicando queste leggi è possibile ricavare quei calori di reazione che non possono essere misurati
direttamente, a partire da reazioni di cui sono noti i
∆H.
Esempio
Calcolo del ΔH di una reazione partendo dalle energie
di legame
Con le energie di legame è possibile calcolare il calore (ΔH)
di una reazione tra sostanze gassose, consideriamo la
reazione H2+Cl2
--->2HCl
La reazione richiede due passaggi:
-Scissione delle molecole dei reagenti (processo che richiede
energia), ad esempio per spezzare una mole di H2 in due
atomi di H sono necessari + 436 kJ, per spezzare una mole
di Cl2= +242 kJ, in tutto servono +678 kJ.
Nella formazione dei legami nei prodotti di reazione si ha
emissione di energia: due moli di HCl liberano -862kJ
Il calore di reazione ΔH = +687 kJ (energia necessaria per
rompere i legami vecchi) + (-862 kJ) (energia liberata nella
formazione dei legami nuovi) = -184 kJ. La reazione è
esotermica, perché il ΔH è negativo
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∆H° di formazione
Calcola il
dell’ossido di carbonio dagli elementi,
Cgraf + 1/2 O2 (g) C O (g) sapendo
che:
per CO2 (g)
∆H°form = - 393,5 kJ/mol
per l’ossidazione di CO (g) a CO2 (g)
∆H° = - 283,9 kJ/mol.
I valori diH ° d i cu i d isp o n iam o si
riferiscono alle reazioni:
Cgraf + O2 (g) CO2 (g)
∆H° = - 393,5
kJ/mol
CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g)
∆H° = 283,9 kJ/mol
la reazione di formazione di CO è la
prima delle due necessarie a ottenere
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
cO2:
Cgraf + 1/2 O2 (g) CO (g) ∆H° = x
CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) ∆H° = - 283,9 kJ/mol
Cgraf + O2 (g) + CO (g)
CO2 (g) + CO (g)
∆H° = - 393,5 kJ/mol
La reazione-finale, semplificando CO, corrisponde alla reazione di formazione di CO2, di cui
sappiamo ∆H.
Per la legge di Hess
∆H° = x - 283,9 kJ/mol = - 393,5 kJ/mol
il ∆H incognito è dato da:
x = - 393,5 kJ + 283,9 kJ = - 109,6 kJ/mol
Il secondo principio
Come abbiamo detto all’inizio non tutte le reazioni che possiamo scrivere sulla carta avvengono in
realtà. Alcuni processi naturali avvengono spontaneamente cioè senza bisogno di energia dall’esterno:
ad esempio l’acqua di una cascata scorre dall’alto verso il basso, il calore passa da un corpo con una
temperatura maggiore ad uno con una temperatura minore
Per il secondo principio della termodinamica ogni trasformazione spontanea avviene in modo da far
aumentare lo stato di disordine complessivo del sistema e dell'ambiente esterno; ogni trasformazione
di energia comporta un aumento del disordine totale; l'entità del disordine è espressa dalla funzione
di stato entropia S, una funzione di stato le cui variazioni dipendono unicamente dagli stati iniziale
e finale del sistema.
Le sue unità di misura sono joule/K+mole. Nella tabella a pag. troviamo i valori standard delle
entropie di formazione di alcuni composti che sono sempre positive. Come per l’entalpia l’entropia di
formazione degli elementi nei loro stati standard è uguale a zero. La condizione di aumento di
disordine che caratterizza le trasformazioni spontanee può essere espressa come: S > 0
Ma che cosa si intende esattamente per disordine?
Se abbiamo un barattolo con due stati separati di palline di colori diversi e lo agitiamo le palline si
mescolano ed il sistema è alla fine più disordinato. Nei passaggi di stato l’entropia aumenta passando
dallo stato solido in cui le particelle possono
Rudolf Julius Emanuel Clausius
muoversi solo intorno a posizioni fisse, al quello
Fisico tedesco(1822 –1888) fu uno dei
liquido in cui con le stesse particelle esistono tante
fondatori della termodinamica. Con Lord
configurazioni possibili, grazie alla possibilità delle
Kelvin- mise la teoria del calore su basi assai
particelle di muoversi al gas in cui le particelle son
più solide. Nella sua opera più importante
ancora più libere di muoversi e le configurazioni
(1850), sulla teoria meccanica del calore,
possibili sono moltissime.
gettò le basi per la formulazione del secondo
Possiamo affermare che l’entropia di un sistema in
principio della termodinamica dimostrando
un certo stato macroscopico misura il numero di
l'impossibilità del passaggio spontaneo del
stati microscopici compatibili con esso. Lo stato
calore da un corpo freddo a un corpo caldo.
macroscopico, macrostato, è caratterizzato dalle
Nel 1865 per distinguere le trasformazioni
caratteristiche globali, medie del sistema: l'energia
reversibili da quelle irreversibili, introdusse il
totale del gas o il numero totale di particelle. E’
principio di entropia.
quello che noi vediamo. Lo stato microscopico, o
microstato, è una particolare configurazione di
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
tutte le parti del sistema: ad esempio l'elenco delle energie di ciascuna molecola del gas, o delle
posizioni che ciascuna particella può occupare nello spazio. Secondo la teoria statistica, l'entropia è
associata al numero di stati microscopici possibili. Si può dare un valore quantitativo all'entropia,
tramite la formula: S=klnW dove S è l'entropia; k è una costante , ln è il logaritmo, una operazione
matematica che può essere considerata l’inverso dell’elevamento a potenza, e W è il numero di
microstati possibili.
Solido:
possiede
una
struttura organizzata.
Le particelle sono vincolate,
pochi microstrati.
Liquido: le particelle hanno
più libertà di movimento,
più microstrati
Aeriforme:
le
particelle
possono muoversi in tutte le
direzioni: massimo numero di
configurazioni possibili
La fusione del ghiaccio ad acqua liquida e l’evaporazione
delliquido avvengono con aumento di entropia. La variazione di
entropia è positiva: ΔS>0
Esiste anche un terzo principio, che riguarda l'entropia assoluta: il valore minimo di S è zero e si ha in
ogni sistema microscopicamente realizzabile in un solo modo (gli altri modi devono essere
assolutamente improbabili); si ha tale situazione solo nei cristalli perfetti allo zero assoluto. Poiché
l'entropia assoluta è definita come S = k lnW, in cui W=molteplicità dello stato, solo se W=1 allora S=0.
Quando avviene una reazione chimica si ha una variazione di entropia che può essere maggiore o
minore di zero. Ma questa grandezza da sola non basta a fare previsioni sulla spontaneità o meno della
reazione.
L’energia libera
L’energia libera di Gibbs (G) è una importante grandezza termodinamica che risulta utile quando si
studiano sistemi a pressione costante. Per definizione essa corrisponde a: G = H - TS.
T è la temperatura assoluta ed S è “l’entropia” una grandezza termodinamica che da informazioni sul
grado di disordine di un sistema.
Si può dimostrare che, per un sistema che in una trasformazione rimane a pressione costante, la
variazione di energia liberaG
( ) co rrisp o n d e al lavo ro m assim o ch e si p u ò o t t en ere d a q u ella
trasformazione. La termodinamica ci consente di far predizioni sul decorso di una reazione chimica.
Per esempio, nel caso di in un sistema a pressione costante (isobaro), la reazione può procedere
spontaneamente nel verso della formazione dei prodotti solo se l’energia libera (G) del sistema
reagente diminuisce (∆G = Giniziale - Gfinale < 0). Una volta noti i valori di energia libera dei reagenti
(Greagenti) e dei prodotti (Gprodotti) è possibile calcolare la variazione di energia libera (∆G =
Greagenti - Gprodotti) e predire se una reazione è spontanea (∆G < 0) o se non lo è (∆G < 0). Nelle
trasformazioni reversibili, all'equilibrio, nelle stesse condizioni, G = 0(pag.) Inoltre, dalla conoscenza
della variazione di energia libera molare in condizioni standard (∆G°) si può ottenere la costante di
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
equilibrio della reazione (K, ∆G° = -RT lnK ) e da questa, note le concentrazioni iniziali, si possono
ricavare le concentrazioni all'equilibrio di tutte le specie presenti (pag.)
Consideriamo una reazione tra gas, la dissociazione dell'ammoniaca in azoto e idrogeno:
2NH3--->
N2+3H2
Da due molecole se ne formano quattro, il numero di configurazioni possibili aumenta e di
conseguenza l'entropia aumenta. La reazione è dunque sempre spontanea? Ad alta temperatura è
effettivamente così: la reazione è spontanea. Dobbiamo però considerare anche l'energia necessaria
per rompere i legami nell'ammoniaca e formarne nuovi in azoto e idrogeno. Sappiamo che questa
reazione è endo-termica, cioè assorbe calore.
Dissociazione dell'ammoniaca in azoto e idrogeno
Consideriamo il ∆G della reazione che è: ∆G
= ∆H - T∆S.
Se la reazione avviene o no, dipende dalla
temperatura. Infatti per avere un valore di:
∆G negativo il termine T∆S in valore assoluto
deve essere maggiore di ∆H: a temperature
più basse (sotto 180°C) ciò non si verifica e la
reazione non avviene più.
Una diminuzione di energia libera può,
quindi derivare sia da una diminuzione di H
che da un aumento diS; le reazio n i
endotermiche spontanee sono più frequenti
a temperature elevate in quanto, al crescere
di T, aumenta il peso del termine entropico.
Nella valutazione della spontaneità di una
reazione, bisogna considerare due aspetti: la
minimizzazione
dell’entalpia
e
la
massimizzazione dell’entropia. Solo in alcuni casi essi sono entrambi favorevoli (H < 0 ,
S > 0 ); pùi
frequentemente, essi si contrastano a vicenda(termine entalpico favorevole, termine entropico
sfavorevole, o viceversa) e la spontaneità del processo dipende dalla temperatura. Non sono mai
spontanee le reazioni in cui si ha H >0,
S <0).
Josiah Willard Gibbs
(New Haven, 11 febbraio 1839 – 28 aprile 1903) è
stato un chimico e fisico americano. È da considerare
tra i fondatori della moderna chimica fisica, le cui
basi si possono riscontrare nella sua opera "On the
equilibrium of heterogeneus substances".
La variazione di energia libera di Gibbs ΔG permette
di prevedere la spontaneità di una reazione chimica
(o di una trasformazione di stato) ad una certa
temperatura e pressione: ΔG <0 la reazione è
spontanea ΔG > 0 la reazione avviene nel senso
opposto ΔG = 0 la reazione è all'equilibrio
termodinamico. L'ultima sua opera fu "Elementary
principles in statistical mechanics" in cui pose la basi
della termodinamica statistica
Esempi di reazioni
C5H12 (l) + 8O2 (g) 5C O 2 (g) + 6H 2O (g)
∆H
< 0∆S > 0∆G < 0 esotermica (sempre
spontanea)
H2 (g) + ½O2 (g) H2O (g)
∆H < 0
∆S < 0
∆G < 0 se
∆H>T
∆S esotermica (spontanea a basse
T).
2CO2 →
2CO(g) + O2 (g)
∆H > 0
∆S > 0
∆G < 0 se
∆H<T
∆S endotermica (spontanea ad alte T )
Cu + H2SO4 CuSO4 + H2
∆H > 0
∆S < 0
∆G > 0 endotermica (non avviene mai)
Riassumendo: un sistema si evolve in modo che la sua energia libera G assuma il minimo valore (a una
determinata p e T). Una diminuzione di G (essendo G definita da due addendi), può avvenire o per
diminuzione dell'entalpia H o per aumento dell'entropia S (considerando T = costante). Se
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
considerassimo solo il termine H, sarebbero possibili solo i processi esotermici, cioè quelli con H < 0 .
Invece possono avvenire anche processi endotermici, cioè
H >con0 , p u rch é ci sia,
contemporaneamente, un aumento di S tale che sia |TS
|> H . C o m u n q u e p ro cessi eso t erm ici in cu i si
abbia una diminuzione di S sono possibili purché
|TS
| <
H (Rico rd are ch e i valo ri co m p resi t ra d u e
barre verticali indicano il valore assoluto
TABELLA
H°f
entalpia standard di formazione in kJ/mol (per trasformare i kJ in kcal moltiplicare per 0,239)
di una sostanza dai suoi elementi a 25°C
G°f
energia libera standard di formazione in kJ/mol di una sostanza dai suoi elementi a 25°C.
S°
entropia standard di una sostanza in J/°K.mol a 25°C. Le entropie degli ioni sono determinate
ponendo convenzionalmente pari a zero l'entropia standard dello ione H+.
Sostanza
H°f
G°f
S°
HNO3(l)
-174,10
-80,71
155,60
-26,50
111,3
NH3(aq)
-80,28
CaCl2(s)
-795,8
-748,
104,6
CO(aq)
-120,96
-119,90
104,6
CO2(g)
-393,51
-394,36
213,74
HCl(g)
-92,307
-95,299
186,908
H2O(l)
-285,830
-237,129
H2O(g)
-241,818
-228,572
188,825
H2O2(l)
-187,78
-120,35
109,6
H2SO4(l)
-813,989
-690,001
156,904
CaCO3(s, calcite)
-1206,92
-1128,79
92,9
CaCO3(s,
aragonite)
SO2(g)
-1207,13
-1127,75
88,7
-296,830
-300,194
248,22
69,91
Velocità di reazione
Alcune reazioni come le esplosioni, avvengono molto rapidamente, mentre altre, come la formazione
della ruggine, richiedono tempi lunghi: in generale le prime sono spesso le reazioni tra specie ioniche
in soluzione o a carattere esplosivo, le seconde pur se fortemente favorite termodinamicamente (∆G<0
e molto grande in valore assoluto), avvengono in tempi così lunghi da risultare, in pratica, non
osservabili. Le reazioni di combustione, ad esempio, a temperatura ambiente e in assenza di un
innesco, sono così lente da non avvenire nella pratica.
Consideriamo la reazione tra idrogeno ed ossigeno molecolari per dare acqua:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) essa è così lenta a temperatura ambiente che non si può osservare
sperimentalmente. La presenza di una scintilla può innescarla e la reazione che diventa velocissima
(quasi istantanea).
Prendiamo in considerazione ora la reazione:
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Zn + 2HCl-->→ ZnCl2+ H2
Possiamo calcolare la sua velocità misurando la quantità di Zn o HCl che viene consumata, oppure la
quantità di ZnCl2 che si produce, o il volume di H2 che si sviluppa nell’unità di tempo. Pertanto, si
può scrivere che:
Velocità di reazione = quantità di reagente consumato/ tempo
o Velocità di reazione = quantità di prodotto formato/ tempo impiegato
Normalmente la quantità di sostanza si misura in moli o moli/litro per le soluzioni ed il tempo
impiegato in minuti o secondi.
La velocità di reazione è la quantità di sostanza che si trasforma nell’unità di tempo.
Velocità di reazione = ∆c/∆t
Ad esempio se la velocità di decomposizione dell'acido iodidrico in iodio e idrogeno (2HI I2 + H2) è
pari a 5 mmol /l s ( 5 millimoli per litro per secondo), significa che, mediamente si decompongono 5
millesimi di mole di acido iodidrico al secondo per litro di soluzione.
In questo modo si ottiene una velocità media. La velocità istantanea è diversa e varia in genere con il
procedere della reazione: il suo valore dipende nella maggior parte dei casi dalla concentrazione del
reagente, esso presenta i valori più elevati all'inizio, quando la concentrazione è massima, per poi
decrescere col procedere della reazione stessa, man mano che la concentrazione della specie chimica
diminuisce. Consideriamo la reazione
A+B-> C+D
Ponendo in un diagramma cartesiano la concentrazione della specie chimica A in funzione del tempo
t, otteniamo:
La concentrazione dei reagenti (nel nostro caso A) diminuisce sensibilmente all’inizio della reazione
per poi tendere a zero. Se invece considerassimo i prodotti la loro concentrazione aumenta in maniera
più abbondante all’inizio per poi tendere per tempi (relativi) più lunghi alla concentrazione finale.
Il controllo dei fattori che influenzano i tempi di reazione è di fondamentale importanza dal punto di
vista pratico. La parte della chimica che si occupa dello studio che riguarda l’evoluzione temporale
delle reazioni chimiche si chiama cinetica chimica.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Fattori che influenzano una reazione chimica
Secondo la TEORIA DELLE COLLISIONI perché una reazione avvenga si devono verificare tre
condizioni: i reagenti devono urtarsi tra loro, l’urto deve avere orientamento ed energia cinetica adatti
a dare origine ai prodotti.
L’energia deve essere sufficiente per rompere i legami tra gli atomi dei reagenti in modo da consentire
la formazione dei legami delle molecole dei prodotti : ENERGIA DI ATTIVAZIONE.
Aumentando la temperatura aumenta il numero di molecole con energia sufficiente a superare la
soglie “critica” per questo ogni 10 gradi di aumento di temperatura la velocità raddoppia.
Ad una data temperatura, non tutte le particelle possiedono la stessa velocità, ma le velocità si
distribuiscono in modo caratteristico secondo una curva di frequenza.
L'energia di attivazione è quindi la minima energia che deve possedere una particella
affinchè possa andare incontro ad urti efficaci e produca una trasformazione chimica.
∆N
N
273°K Energia di attivazione
373°K
Frazione di molecole che
possiede energia cinetica
maggiore di Eatt
energia cinetica
All'aumentare della temperatura aumenta anche la frazione di molecole che possiedono energia
superiore all'energia di attivazione ed aumenta anche la frequenza degli urti tra le molecole.
Secondo la TEORIA DELLO STATO DI TRASIZIONE le reazioni avvengono passando attraverso uno
stato intermedio (COMPLESSO ATTIVATO o STATO DI TRANSIZIONE) in cui i legami dei reagenti
iniziano a rompersi e a formarsi quelli dei prodotti. L'energia di attivazione è necessaria per
raggiungere lo stato di transizione.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Reazione Lenta
Energia
Reazione veloce
Stato di transizione
Potenziale
Energia
Potenziale
E
Stato di transizione
att
reagenti
E
reagenti
att
prodotti
prodotti
Coordinata di reazione (tempo)
Coordinata di reazione (tempo)
Si è parlato dell’energia di attivazione quale ostacolo che una reazione deve superare per poter
effettuare il suo decorso.
Se in qualche modo si riesce ad abbassare tale energia, si ottiene un aumento della velocità di reazione,
che potrà avvenire a temperature più basse. La velocità di una reazione può essere aumentata con la
presenza di un catalizzatore, che diminuisce l'energia di attivazione legandosi momentaneamente
ad un reagente e mettendolo in condizioni di reagire più velocemente I catalizzatori rimangono
inalterati durante le reazioni e sono quasi sempre impiegati in piccole quantità.
Il catalizzatore è una sostanza capace di influire sulla velocità di una reazione senza prendere parte alla
reazione stessa. I catalizzatori possono essere:
Positivi
accelerano la velocità
Negativi o Inibitori
diminuiscono la velocità
La catalisi può essere:
Omogenea:
se la sostanza che agisce da catalizzatore si trova nella stessa fase dei reagenti;
Eterogenea:
dei reagenti;
se la sostanza che agisce da catalizzatore si trova in una fase diversa da quella
Autocatalisi:
reazione
se il catalizzatore è un prodotto della reazione stessa; in tal caso la velocità della
Le reazioni del nostro corpo non potrebbero avvenire a 37°C senza gli enzimi, i catalizzatori biologici,
formati da proteine: ciascuno accelera una diversa reazione, ad esempio l’amilasi catalizza la scissione
dell’amido, la lipasi quella dei lipidi. La quasi totalità degli enzimi possiede un enorme potere
catalitico; infatti essi sono in genere capaci di aumentare la velocità di una reazione di almeno un
milione di volte.
In effetti, è difficile che in vivo una reazione chimica proceda ad una velocità apprezzabile senza
l’intervento di un enzima.
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Si pensi che senza gli enzimi un pasto sarebbe digerito in 45 anni!
I catalizzatori sia organici sia inorganici sono specifici, cioè catalizzano una reazione o al massimo
una piccola serie di reazioni. Lievi carenze o mancanze totali di catalizzatori biologici sono alla base di
malattie genetiche quali il favismo e l’emofilia.
Un altro fattore i grado di variare la velocità è la natura chimica e fisica dei reagenti e la loro
capacità di venire a contatto. Poichè le particelle dei reagenti si devono incontrano è molto
importante il loro stato di aggregazione, ad esempio sono favorite reazioni in soluzione.
La natura chimica può cambiare la velocità, per esempio nella reazione tra idrogeno ed alogeni la
velocità è elevatissima per il fluoro (quasi esplosiva), mentre lo è meno per il cloro e per il bromo
Anche l’ossigeno può essere un esempio di come la natura chimica dei reagenti influenzi la velocità di
reazione. Con alcuni elementi come il sodio od il potassio reagisce velocemente; con il ferro o
l’alluminio reagisce lentamente; con l’oro od il platino non reagisce affatto.
La superficie di contatto è importante se si hanno reagenti in fasi diverse: se si cerca di far reagire
un grande blocco singolo di rame con acido solforico per la preparazione del solfato di rame, la
reazione risulta più lenta di quanto si osservi nel caso in cui si abbia l'avvertenza di rompere in piccoli
pezzi il rame. Ancora più veloce sarebbe la reazione con rame in polvere. Nel caso reazioni eterogenee
la superficie di contatto tra i reagenti determina la velocità, poiché la reazione può avvenire solo se e
dove i reagenti entrano in contatto tra loro. Più grande sarà la superficie di contatto e più grande sarà
la velocità di reazione. Per ottenere la massima superficie di contatto, se è possibile, conviene fare
avvenire la reazione in fase omogenea cioè in soluzione o in fase gassosa.
La velocità di reazione può essere modificata non solo da un catalizzatore, ma anche da variazioni di
temperatura e concentrazione. come abbiamo visto aumentando la temperatura, l'energia cinetica
delle molecole dei reagenti aumenta, facendo aumentare il numero e l'energia delle collisioni e, di
conseguenza, la probabilità di raggiungere lo stato di transizione. L’aumento della temperatura può
essere paragonato a quello della concentrazione, infatti provoca un aumento dell’energia delle
particelle che muovendosi più velocemente hanno maggiore probabilità di incontro con urti efficaci.
Anche l'aumento di concentrazione, rendendo più frequenti le collisioni tra molecole, accelera le
reazioni.
La CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI influenza la velocità di una reazione. Maggiore è il
numero delle collisioni, maggiore è la probabilità di compenetrazione e quindi di legami e
naturalmente maggiore è la velocità.
Possiamo scrivere una reazione generica:
A+B
AB
V = K [A] [B]
dove
V=
velocità di reazione
[A] =
concentrazione di A espressa in moli/litro
[B] =
concentrazione di B espressa in moli/litro
K =
costante di velocità
che dipende da alcuni fattori, fra cui per primi la temperatura e la natura dei reagenti. Essa avrà un
valore caratteristico e sempre costante purché non vengano alterate le condizioni sperimentali.
Se a A + bB
cAB
V = K [A] a[B]b
a+b=ordine della reazione
Si definisce ordine complessivo della reazione la somma a + b degli esponenti a cui sono elevate le
concentrazioni dei reagenti.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Generalmente a e b coincidono con i coefficienti stechiometrici di A e B., ma non sempre La
determinazione dell'ordine di una reazione è un dato sperimentale e dipende in ogni caso dal numero
di particelle reagenti che effettivamente partecipano alla processo. Se la reazione avviene in più stadi,
quello determinante è il più lento.
Nella reazione 2HI H2 + I2, la velocità dipende dal quadrato della concentrazione di HI
v=[HI]2
La reazione è di secondo ordine e l'ordine coincide con il valore del coefficiente stechiometrico. Ciò
perchè effettivamente il meccanismo di reazione richiede che si scontrino due molecole di HI per dare
una molecola di H2 ed una di I2.
Nella reazione NO2 + CO NO + CO2, la velocità dipende dal quadrato della concentrazione di NO2
v=[NO2]2
La reazione è dunque di secondo ordine e l'ordine non coincide con il coefficiente stechiometrico di
NO2 e non dipendere dalla concentrazione di CO. Se consideriamo il meccanismo di reazione,
possiamo osservare che la reazione avviene infatti in diversi stadi, il più lento è:
2NO2 NO3 + NO
In cui è necessario lo scontro di due molecole di NO2. Per tale stadio la velocità sarà: v1=k1[NO2]2
Riassumendo i fattori che influenzano la velocità di reazione sono:
a.
lo stato fisico dei reagenti;
b. la natura chimica dei reagenti;
c.
la superficie di contatto
d. la concentrazione dei reagenti;
e.
la temperatura;
f.
i catalizzatori.
Le reazioni di equilibrio
In alcune reazioni non si ha la completa trasformazione dei reagenti in prodotti, poichè man mano
che si formano i prodotti ha luogo la reazione inversa che porta dai prodotti ai reagenti.
Si hanno due reazioni contemporanee: una diretta (reagenti---prodotti) e una inversa (prodotti---reagenti). Quando la velocità di reazione inversa eguaglia quella della reazione diretta si arriva allo
stato di equilibrio chimico. Un esempio è dato dalla reazione:
H2+I2 2HI
non tutto l’idrogeno e lo iodio si trasformano in acido iodidrico perché contemporaneamente avviene
la reazione:
2HI H2+I2
l’equilibrio è “dinamico” i reagenti si trasformano in prodotti e contemporaneamente i prodotti si
ritrasformano in reagenti
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Possiamo rappresentare una reazione di equilibrio così:
aA + bB
cC + dD
La doppia freccia indica che si tratta di un equilibrio chimico e che la reazione avviene
contemporaneamente nelle due direzioni.
Per la reazione diretta, la i velocità V1, è proporzionale alla concentrazione dei reagenti
v1=k1[A]a [B]b
Mentre la reazione procede le concentrazioni dei reagenti diminuiscono, mentre aumentano le
concentrazioni dei prodotti di reazione e si avvia anche la
reazione inversa, la cui velocità V2 sarà naturalmente
LE DIMENSIOII DELLA COSTANTE DI
EQUILIBRIO sono diverse a secondo le
proporzionale alla concentrazione dei prodotti di reazione
reazioni. Ad esempio per la reazione
v2=k2 [C]c [D]d
H2 + I22HI la costante Kc == [HI]2
(mol l-1)2 / [H2] [I2] (mol l-1)2 è
Legge di azione di massa o di Gulberg-Waage
adimensionale, in quanto il numero di
Inizialmente la velocità della reazione diretta è maggiore
particelle dei reagenti è uguale a
di quella inversa (V1> V2), ma con il procedere della
quello dei prodotti, per cui il rapporto
reazione i reagenti diminuiscono ed i prodotti aumentano
tra le unità di misura è uguale a 1. Se
e le velocità di reazione sono proporzionali alle
le particelle di reagenti e prodotti sono
concentrazioni, la velocità della reazione diretta
in numero diverso, come nel caso
diminuisce mentre la velocità della reazione inversa
della reazione N2 + 3H2 2NH3, la
2
aumenta.
costante di equilibrio è: Kc =[NH3]
-1 2
3
4
All’ equilibrio dinamico la velocità con cui i reagenti si
(mol l ) / [H2] [N2] (mol l-1) cioè le
trasformano in prodotti è pari alla velocità con cui i
dimensioni di Kc sono 1/(mol l-1)2
prodotti si trasformano in reagenti: v1=v2 e quindi:
a
b
c
k1[A] [B] = k2 [C] [D]
d
dove le concentrazioni delle specie chimiche sono quelle che compaiono al raggiungimento
dell'equilibrio che rimangono costanti. La reazione sembra dunque ferma, anche se in realtà continua
(equilibrio dinamico). Possiamo scrivere che
[C ] [D]
k
kc = 1 =
k 2 [ A]a [B ]b
c
d
kc è costante di equilibrio, pari al rapporto delle due costanti di
velocità inversa e diretta. Il suo valore è caratteristico per ogni reazione e varia solo in funzione
della temperatura, mentre è indipendente da ogni altra condizione (pressione, concentrazione,
catalizzatori).
Per la legge di azione di massa o legge di Guldberg-Waage in una reazione che ha
raggiunto l'equilibrio, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e quello
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
dei reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico è una costante.
Quando la reazione avviene tra sostanze gassose la costante di equilibrio può essere espressa come
rapporto tra le pressioni parziali ed è detta kp.
(P ) (P )
=
(P ) (P )
c
aA(g) + bB(g)
cC(g) + dD
kp
C
d
D
a
A
b
B
Si parla di equilibri omogenei quando tutte le specie chimiche coinvolte nella reazione sono presenti
in un'unica fase. Si definisce fase una porzione omogenea di un sistema, delimitata da una superficie
di separazione fisicamente definita. Se in un bicchiere abbiamo ghiaccio in acqua liquida abbiamo due
fasi, mentre una soluzione da sale in acqua è formata da una sola fase. Sono omogenei gli equilibri di
reazioni tra gas o in soluzione. Si parla invece di equilibri in fase eterogenea se almeno una delle specie
chimiche coinvolte nella reazione si trova in una fase diversa dalle altre. In tal caso risulta conveniente
far comparire nella relazione di equilibrio solo le concentrazioni delle specie chimiche le cui
concentrazioni possono variare in funzione delle condizioni sperimentali (in pratica le specie
chimiche allo stato gassoso e i soluti). Si tenga infatti presente che la concentrazione di un solido o un
liquido allo stato puro è una costante.
Fattori che influenzano le reazioni di equilibrio
La concentrazione
Se variamo la concentrazione di una delle specie chimiche che partecipano alla reazione, l'equilibrio
si sposti in modo da riottenere la concentrazione originaria. Se aumentiamo la concentrazione di una
specie chimica l'equilibrio si sposterà dalla parte opposta, se invece diminuiamo la concentrazione di
una specie chimica l'equilibrio si sposterà verso il lato della reazione in cui è presente la specie la cui
concentrazione è diminuita.
PERTURBAZIONE
EFFETTO
aumento di un reagente
spostamento a destra
diminuzione di un prodotto
spostamento a destra
diminuzione di un reagente
spostamento a sinistra
aumento di un prodotto
spostamento a sinistra
Per far avvenire completamente una reazione si può eliminare continuamente i prodotti di reazione
mentre si formano. In questo modo infatti la reazione si sposta continuamente verso destra fino a che
tutti i reagenti non si sono trasformati in prodotti di reazione.
Esempio: CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) è possibile spostare completamente l’equilibrio verso destra
in recipiente aperto: CO2 si allontana a mano a mano che si forma e si ha la decomposizione completa
di CaCO3.
Un altro modo di spostare una reazione verso i prodotti di reazione è di farla avvenire con un eccesso
di un reagente
La pressione
Le modificazioni della pressione hanno conseguenze solo in quelle reazioni in fase gassosa se tra
reagenti e prodotti varia il numero di moli allo stato gassoso. L'equilibrio si sposterà in modo da
ridurre il numero complessivo di molecole presenti all'equilibrio (la pressione è infatti direttamente
proporzionale al numero di particelle presenti) e quindi verso il lato della reazione in cui è
complessivamente minore il numero di moli gassose. Consideriamo l’equilibrio:
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
2A (g) + B (g) ↔ C (g) + 4D (g)
La reazione verso destra implica un aumento di pressione (si passa da 3 a 5 moli), quella verso sinistra
una diminuzione di pressione. ·Se la P aumenta, l’equilibrio si sposta in modo da produrre una
diminuzione di pressione, quindi verso i reagenti, al contrario diminuendo la pressione l’equilibrio si
sposta verso i prodotti. Se il numero di moli gassose dei reagenti sia uguale al numero di moli gassose
dei prodotti l’equilibrio risulta indifferente ad un cambiamento di pressione.
ESEMPI
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
AUMENTO DI PRESSIONE
PCl5 ↔ PCl3 + Cl2
spostamento verso sinistra
2HI ↔ H2 + I2
indifferente
spostamento verso destra
PERTURBAZIONE
CONDIZIONE
EFFETTO
Aumento di P
moli reagenti > moli prodotti
spostamento a destra
Diminuzione di P
moli reagenti > moli prodotti
spostamento a sinistra
Aumento di P
moli reagenti < moli prodotti
spostamento a sinistra
Diminuzione di P
moli reagenti < moli prodotti
spostamento a destra
Aumento di P
moli reagenti = moli prodotti
nessun effetto
Diminuzione di P
moli reagenti = moli prodotti
nessun effetto
La temperatura
Se in una reazione di equilibrio si ha una variazione di temperatura si ha uno spostamento per rendere
minimo l'effetto. Lo spostamento sarà quindi diverso a seconda che la reazione sia esotermica o
endotermica.
reazione endotermica
A + B + calore ↔ C + D
reazione esotermica
A1 + B1 ↔ C1 + D1 + calore
In tal modo se aumentiamo la temperatura cioè diamo calore ad una reazione endotermica, la
reazione si sposterà verso i prodotti di reazione. Se aumentiamo invece la temperatura in una reazione
esotermica, l'equilibrio si sposta verso i reagenti.
Una diminuzione di temperatura sposta invece i due equilibri in senso opposto. Le variazioni di
temperatura modificano anche il valore della costante di equilibrio, che solitamente viene considerata
a 25°C. Esempio:
PCl5(g) ↔PCl3(g)+Cl2 (g)
la reazione di dissociazione del penta cloruro di fosforo è endotermica, la sua costante di equilibrio è
0,0224 moli/litro a 227°Ce 33,3 moli/litro a 487°C
PERTURBAZIONE
CONDIZIONE
EFFETTO
Aumento di T
Reazione endotermica
spostamento a destra
Diminuzione di T
Reazione endotermica
spostamento a sinistra
Aumento di T
Reazione esotermica
spostamento a sinistra
Diminuzione di T
Reazione esotermica
spostamento a destra
A. Colli, S. Riboni
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
I catalizzatori
I catalizzatori non hanno nessun effetto sull’equilibrio chimico. Infatti come abbiamo visto a pag. i
catalizzatori abbassano l’energia di attivazione, rendono più facili gli urti efficaci e la formazione del
complesso attivato: nelle reazioni di equilibrio questo effetto si ha nella stessa misura per la reazione
diretta e per quella inversa e quindi l’ equilibrio è immutato.
Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier
Tutti i casi che abbiamo appena esaminato: cambiamenti della concentrazione, della temperatura e
della pressione possono essere riassunti nel principio di Le Chatelier, un criterio generale per
prevedere lo spostamento di un equilibrio in risposta a sollecitazioni esterne.
Un sistema in equilibrio tende a mantenerlo inalterato, neutralizzando per quanto
possibile qualsiasi azione di disturbo dall’ esterno e se viene sottoposto ad un'azione
perturbatrice si sposterà, facendo variare le concentrazioni di equilibrio delle specie
chimiche, in modo tale da rendere minimi gli effetti della perturbazione.
Acidi e basi: teoria di Bronsted-Lowry
Abbiamo già visto a pag. alcune caratteristiche degli acidi e delle basi e come secondo la teoria di
Arrenius: gli acidi in soluzione acquosa tendono ad aumentare gli ioni H+ presenti in soluzione e le
basi gli OH-.
Nel 1923 Bronsted-Lowry elaborarono una nuova teoria, utilizzabile anche con altri
solventi: un acido è una sostanza capace di donare un protone H+ ad un'altra specie
chimica, una base è una sostanza capace di accettare un protone H+ da un'altra specie
chimica.
Secondo questa definizione quindi una sostanza si comporta da acido soltanto quando è in presenza
di una sostanza capace di comportarsi da base nei suoi confronti e viceversa. Alcune specie chimiche
inoltre si comportano sia da acido che da base, a seconda della specie con cui interagiscono.
Immaginiamo che alcune molecole giochino a palla tra loro e si scambino ioni idrogeno positivi H+ (la
palla). La molecola che dona H+ è l’acido, quella che la riceve è la base. Una volta avuta la palla l’acido
diventa base e la base acido ed il gioco continua perché chi ha ricevuto la palla la rimanda indietro. E’
una reazione di equilibrio
Acido1
+ Base 2
.
Base 1 +
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Acido 2
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Un acido senza la corrispondente base, dato che una sostanza ha bisogno della presenza dell'altra per
manifestare il proprio comportamento: quando un acido cede un protone, si trasforma nella sua base
coniugata e questa, a sua volta, può accettare un protone e trasformarsi nel suo acido coniugato.
Ritornando all’esempio precedente non sempre i due giocatori hanno la stessa forza: può essere che un
acido sia “forte” in questo caso l’equilibrio è spostato verso i prodotti e la dissociazione è completa. In
un equilibrio acido-base la forza di un acido è in relazione con la forza della base coniugata
e cioè quanto più forte è l'acido tanto più debole è la base coniugata e viceversa.
Acido
Base
HCl acido + forte
acido coniugato della base ione cloruro
H2O acido + debole
acido coniugato della base ione ossidrile
NH4+ acido + forte
acido coniugato della base ammoniaca
Cl- base + debole
base coniugata dell'acido cloridrico
OH- base + forte
base coniugata dell'acido acqua
NH3 base + debole
base coniugata dell'acido ione ammonio
In sintesi una reazione acido-base è quindi una reazione tra una specie chimica che trasferisce
protoni ad un'altra specie capace di accettarli. Un acido ed una base possono neutralizzarsi a vicenda:
il primo dona protoni alla seconda, formando acqua.Ad esempio.
HCl +NaOHNaCl+H2O
Acido forte dona H+ alla base OH-forte
Anche alcune sostanze comunemente considerate sali, come il bicarbonato, si comportano in realtà
da basi, ed è per questo che vengono usate contro l’acidità di stomaco.
NaHCO3+HCl) ↔NaCl+H2CO3
La teoria Bronsted-Lowry rende inoltre possibile definire come acido o basico il comportamento
chimico di sostanze che nella quotidianità non manifestano tali comportamenti. Un esempio può
essere dato dagli alcoli, sostanze organiche (pag.) che in acqua non danno nessuna reazione, ma che si
comportano da acidi in presenza di basi sufficientemente forti da “rubare” loro l'idrogeno del gruppo OH.
CH3OH + NaH -->→ CH3ONa+ H2
nella reazione sopra indicata, il metanolo si comporta da acido cedendo uno ione H+ ad una base
estremamente forte quale l'idruro di sodio.
Punto di debolezza della teoria di Brønsted-Lowry è quello di non riuscire a spiegare l'acidità di specie
quali ZnCl2, BF3, AlF3, BH3 o di basi come PCl3 o Br2, questo limite è stato superato dalla teoria di
Lewis.
Acidi e basi: teoria di Lewis
La teoria più recente per acidi e basi è stata formulata da Lewis nel 1926:.
Un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico da un'altra specie
chimica, una base è una sostanza capace di donare un doppietto elettronico a un'altra
specie chimica.
L’acqua si può comportare come base mettendo a disposizione di un protone il doppietto elettronico
dell’ossigeno.
H2O + H+ --> H3O+
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+
+
+
L’ammoniaca è una base perchè può donare un doppietto elettronico. Secondo la definizione di Lewis
sono acidi anche composti come il cloruro di alluminio ed il tricloruro o il trifluoruto di boro, che
presentano nella loro struttura un orbitale vuoto capace di ospitare un doppietto elettronico
proveniente da un donatore e legars ad esso con un legame dativo. Sono
H3N: + BF3 --> H3N→BF3
BASE+ ACIDO
Equilibri in soluzione acquosa
L'acqua pura presenta una piccolissima percentuale di molecole dissociate in ioni H+ e ioni OHsecondo il seguente equilibrio Se abbiamo solo acqua la quantità di ioni H+ è uguale a quella degli OH. ed il pH è 7 (neutralità). Alcune sostanze se sciolte in acqua donano ioni H+ all’acqua: sono ACIDI, il
loro pH va da 0 a 7 (più è basso più sono “forti). Le basi invece ricevono protoni dall’acqua: il loro pH
va da 7 a 14
H2O+ H2O ↔ H3O++OH-.
Per questa reazione di dissociazione è possibile calcolare una costante di equilibrio che, alla
temperatura di 25°C, vale
[H 3O ][OH ] = 1,8 ⋅10
k=
+
−
[H 2O]
−16
[H ][OH ] = 1,8 ⋅10
k=
+
o
−
[H 2O]
−16
*la notazione [ specie chimica] indica la concentrazione della specie chimica tra parentesi quadre in
moli/litro. Per semplificare possiamo sostituire lo ione [H3O+] con [H+] che in realtà in soluzione non è stabile
perchè troppo “piccolo” (un protone).
Dal valore della costante di dissociazione deduciamo che l'equilibrio è fortemente spostato verso
sinistra cioè sono poche le molecole che si dissociano. Per questo possiamo ritenere trascurabile la
frazione di molecole d'acqua che si dissociano (x) rispetto all'acqua non dissociata e considerare la
concentrazione di quest'ultima pari alla concentrazione dell'acqua pura.
[H ] [OH ]
k=
+
−
eq
[H 2O]eq
eq
x2
x2
=
≈
[H 2O]iniz − x [H 2O]iniz
La concentrazione dell'acqua pura è costante e vale:
W
1000
n
PM
18 = 55,55 mol l
[H 2O ] = =
=
V
V
1
La concentrazione dell'acqua può essere “inglobata” nella costante di dissociazione, ottenendo
[ ][
]
k w = k ⋅ [H 2O ] = H + OH − = x 2
kw è detta prodotto ionico dell'acqua e vale
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k w = k ⋅ [H 2O ] = 1,8 ⋅10 −16 ⋅ 55,55 = 10 −14
Per ogni molecola d'acqua che si dissocia si ha uno ione H+ ed uno ione OH-: gli ioni positivi e
negativi dovranno possedere la stessa concentrazione, che sarà uguale a:
[ ] [
]
x = H + = OH − = k w = 10 −7 moli l
10-7 è evidentemente anche il numero di moli di acqua che si dissociano in un litro d'acqua. Possiamo
pertanto calcolare il suo grado di dissociazione
Indichiamo con [ specie chimica] la concentrazione di una specie chimica in moli/litro
[H ] = [OH ] = 10 moli l sono dette neutre
Le soluzioni in cui [H ] > [OH ] sono dette acide
Le soluzioni in cui [H ] < [OH ] sono dette basiche
Le soluzioni in cui
+
−
−7
+
−
+
−
La reazione di dissociazione dell'acqua è endotermica e quindi, in base al principio di Le Chatelier, la
kw aumenta all'aumentare della temperatura, perciò a temperature maggiori di 25°C la neutralità si
raggiunge per concentrazioni degli ioni H+ e OH- leggermente superiori di 10-7mol/l
[H ] = [OH ] > 10
+
−
−7
mol l
pH e pOH
Sorenson nel 1909 propose l'uso di una scala logaritmica per definire la concentrazione di H+ perché
essendo [H+] e [OH-] espresse da valori molto piccoli risultava più comodo usare, per misurarle, una
notazione logaritmica. Ricordiamo che il logaritmo è l’operazione inversa dell’elevamento a potenza:
il logaritmo in base 10 di un numero è l’esponente a cui bisogna elevare 10 per ottenere il numero
stesso.
Si conviene pertanto di esprimere la concentrazione degli ioni H+ in termini di pH, che è il logaritmo
cambiato di segno della concentrazione degli ioni H+
[ ]
pH = − log10 H + = log10
1
H+
[ ]
In modo del tutto analogo si può definire come unità di misura della concentrazione degli ioni OH- in
una soluzione il pOH è uguale al logaritmo cambiato di segno della concentrazione degli ioni OH-
[
]
pOH = − log10 OH − = log10
1
OH −
[
]
Tra pH e pOH esiste una semplice relazione : l somma del pH e del pOH è sempre uguale a 14
[H ] = [OH ] = 10
+
−
−7
mol l
Poichè nelle soluzioni neutre
, allora per esse vale anche pH = pOH = 7
Costruiamo ora una tabella che metta in relazione il valore delle concentrazioni degli ioni H+ e degli
ioni OH- con i valori del pH e del pOH.
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[H+]
pH
[OH-]
pOH
10-14
10-13
14
100
10-1
0
13
10-12
10-11
10-2
10-3
12
11
10-10
5
9
10
11
10-12
10-13
2
1
100
8
10-11
3
10-2
10-1
7
10-10
4
10-3
6
10-8
10-9
6
10-4
5
10-7
7
10-6
10-5
4
10-6
8
10-7
3
10-5
9
10-8
2
10-4
10
10-9
1
12
13
10-14
0
14
La scala del pH è logaritmica, ogni grado di pH corrisponde ad una variazione nella concentrazione
degli ioni H+ pari a 10 volte. Così una soluzione a pH 2 presenta una concentrazione degli ioni H+
1000 volte maggiore di una soluzione a pH 5.
Calcolo del pH
Il calcolo del pH per soluzioni contenenti acidi e basi forti completamente dissociati in acqua non
presenta difficoltà, se naturalmente si conosce la concentrazione iniziale: la concentrazione degli ioni
H+ (per gli acidi) e degli ioni OH- (per le basi) risultano uguali alla concentrazione iniziale.
ESEMPI
1. Calcolare il pH di una soluzione 10-1 M di HCl.
Poichè l'acido cloridrico è un acido forte esso è completamente dissociato in 10-1 mol/l di ioni H+ e
10-1 mol/l di ioni Cl-. Il pH sarà pertanto pari a
[ ]
pH = − log H + = − log 10 −1 = 1
Calcolare il pH di una soluzione 3.10-5 M di NaOH
Poichè l'idrossido di sodio è una base forte esso è completamente dissociato in 3.10-5 mol/l di ioni
OH- e 3.10-5 mol/l di ioni Nal+. Il pH sarà pertanto pari a
(
[
])
(
)
pH = 14 − pOH = 14 − − log OH − = 14 − − log 3 ⋅ 10 −5 = 14 − 4,52 = 9,48
2. Calcolare il pH di una soluzione 10-4 M di Ba(OH)2
Poichè l'idrossido di bario si dissocia completamente in uno ione Ba2+ e 2 ioni OH- la concentrazione
finale degli ioni OH- sarà doppia della concentrazione iniziale dell'idrossido e pari a 2 10-4 mol/l. La
concentrazione degli ioni H+ sarà quindi pari a 10-14/2. 10-4 mol/l cioè 0,5 10-10, il pH uguale a 10log0,5= 10+0,3=10,3
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Tabella pH di alcuni alimenti
alimenti
limone
mela
uva
arancia
pomodoro
fagiolo
carota
patata
carne di vitello
carne disuino
carne di pollo
pesce
latte
panna
LE SOLUZIONI TAMPONE
Per soluzione tampone si intende una soluzione
acquosa in grado di mantenere pressoché
inalterato il proprio pH, in seguito
all'aggiunta di moderate quantità di acidi o
basi forti, e quando la soluzione viene diluita.
Hanno potere tampone le soluzioni contenenti:
a) un acido debole e il suo sale con una base
forte;
b) una base debole e il suo sale con un acido
forte.
Secondo la teoria di Bronsted e Lowry, le
soluzioni tampone sono costituite da una
coppia acido-base coniugata debole.
Una soluzione tampone può essere preparata in
due modi.
• Aggiungendo direttamente alla soluzione
l'acido (o la base) debole e il suo sale. Ad
esempio: acido acetico e acetato di sodio,
oppure ammoniaca e cloruro di ammonio.
• Aggiungendo l'acido (o la base) debole e
una base (o un acido) forte. Ad esempio:
acido acetico e NaOH, oppure ammoniaca
e HCl.
intervalli di pH
1.2 - 2.0
2.9 - 3.3
2.4 - 4.5
3.6 - 4.3
4.2 - 4.3
4.6 - 6.5
4.9 - 5.8
5.3 - 5.6
5.1 - 6.2
5.9 - 6.5
6.2 - 6.4
6.6 - 6.8
6.3 - 6.5
6.5
Più complesso è il calcolo del pH di soluzioni di
acidi e basi deboli cioè non completamente
dissociate in soluzione acquosa: gli ioni H+ (o
OH-) non corrispondono alla concentrazione
dell’acido (o della base) è quindi necessario
conoscere anche il valore della costante
dell'equilibrio di dissociazione o costante di
dissociazione. Se l’acido ha un solo protone HA,
l'equilibrio di dissociazione è:
HA ↔H+ + ALa costante di equilibrio, o
dissociazione dell'acido ka, vale:
ka =
HA
Per gli acidi deboli con più protoni vi sono
naturalmente tante costanti di dissociazione
quanti sono gli atomi di idrogeno dissociabili
(costante di prima dissociazione
k
k a (I)
, costante di
seconda dissociazione a (II) ,
Stesso discorso per le basi deboli, per una generica
base BOH, l'equilibrio di dissociazione è:
La costante di equilibrio, nota come costante di dissociazione della base kb, vale:
B+ OH −
BOH
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di
H+ A−
BOH ↔ B+ + OH-
kb =
costante
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Naturalmente anche per le basi deboli vi possono essere tante kb quanti sono i gruppi ossidrili
dissociabili. Il valore assunto dalla costante di dissociazione può essere considerato una misura della
forza di un acido (o diuna base), in quanto è indipendente dalla concentrazione iniziale della
sostanza. Possiamo in altre parole affermare che un acido (o una base) è tanto più debole quanto più
basso è il valore della sua costante di dissociazione. Ad esempio l'acido ipocloroso, HClO (ka = 2,95.108) è più debole dell'acidi fluoridrico HF (ka = 3,53.10-4). Alcuni acidi che abbiamo già definito forti
sono completamente dissociati e la loro Ka sono maggiori di 55.
ACIDI
Forti
HClO4, HNO3, H2SO4, HCl
Medi
H3PO4, HF, HNO2
deboli
debolissimi
Ka >55
BASI CONIUGATE
Debolissime
Kb<
55 < Ka< 10-4
Deboli
55 < Ka < 10-4
Indicatori acido-base
Il pH di una soluzione viene normalmente misurato tramite uno strumento detto piaccametro.
Per ottenere una indicazione qualitativa del pH di una soluzione si usano particolari sostanze
chimiche dette indicatori.
Gli indicatori sono generalmente coloranti organici che hanno le proprietà di acidi o basi deboli ed
che assumeono un colore diverso in relazione al pH della soluzione.
Il valore del pH in corrispondenza del quale un indicatore cambia colore è detto pH di viraggio.
La loro caratteristica è quella di avere una diversa colorazione nella forma indissociata e in quella
dissociata:
HIn + H2O ↔ H3O+ + Incolore A
colore B
Ogni indicatore è caratterizzato da un determinato valore della costante di equilibrio KIn, che,
analogamente alla Ka di un acido debole, ha la seguente espressione:
In ambiente acido, o meglio se il pH è minore di pKIn, prevarrà la forma indissociata dell'indicatore e
quindi il colore A; viceversa, se il pH è maggiore di pKIn, prevarrà la forma anionica dissociata e quindi
il colore B.
Quando il pH è uguale a pKIn, l'indicatore è presente in soluzione per il 50% in forma indissociata e
per il 50% in forma anionica:
[HIn] = [In-]
In questa situazione si parla di punto di viraggio dell'indicatore: il pH di viraggio coincide quindi con
la pKIn. Al punto di viraggio nessuno dei due colori caratteristici sarà apprezzabile in modo evidente,
ma una piccola variazione della [H+] sposterà l'equilibrio in un senso o nell'altro, rendendo
percepibile il colore caratteristico della forma presente in quantità preponderante.
A causa dei limiti di discriminazione dell'occhio umano, variabili peraltro da individuo a individuo,
affinché sia possibile apprezzare il cambiamento di colore dell'indicatore, è necessario che il rapporto
[HIn]/[In-] sia > 10 o < 0.1. In termini di pH, questo corrisponde a limiti esterni a pKIn± 1, e si parla così
di intervallo di viraggio. L'intervallo di viraggio è infatti generalmente di due unità di pH.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Indicatore
metilarancio
blu di
bromotimolo
fenolftaleina
Colore in ambiente
acido
rosso
Intervallo di viraggio Colore in ambiente
basico
3,2 – 4,4
giallo
giallo-arancio
6-8
blu
incolore
7,5 - 8,5
fucsia
In laboratorio
Velocita’ di reazione
Cosa serve
Lamina e polvere di zinco, HCl, aspirina effervescente, H2O2 e paglietta di ferro
Cosa si fa
Velocità di una reazione redx
Una lamina di zinco immersa in HCl svilupperà lentamente H2. Se lo Zn viene aggiunto all’HCl sotto
forma di polvere finissima, si osserverà sviluppo più veloce di gas. Si può concludere che sia lo stato di
aggregazione sia lo stato di suddivisione dei reagenti siano determinanti ai fini della velocità di
reazione.
La superficie di contatto
Un’aspirina effervescente impiega più tempo a reagire di un’aspirina ridotta in piccoli frammenti.
Quella ridotta in piccoli frammenti impiega più tempo a reagire di un’aspirina polverizzata. Questo
esperimento spiega come l’aumento della superficie di contatto sia un fattore determinante per
velocizzare una reazione.
Catalizzatori
Per fissare il concetto di catalizzatore partendo da sostanze utilizzate nella quotidianità, si possono
usare H2O2 e paglietta di ferro. L’unico reagente è l’acqua ossigenata, la quale, a temperatura
ambiente, si trasforma molto lentamente in H2O e O2; però è sufficiente aggiungere una piccola
quantità di un catalizzatore, la paglietta di ferro, per far divenire la reazione molto rapida, tanto che
l’ossigeno che si sviluppa sembra far “bollire” la soluzione. La quantità di paglietta aggiunta all’inizio
della reazione è identica alla quantità recuperata alla fine della reazione.
Cosa si osserva
Questi semplici esperimenti permettono di osservare alcuni fattori che influenzano la velocità di una
reazione chimica
pH ed indicatori
Cosa serve
acqua distillata, soluzione di NaOH circa 1 M, soluzione di HCl circa 1 M, pipette con propipette,
provette e portaprovette, becher, indicatori (fenolftaleina, metilarancio, blu di bromotimolo, cartina
al tornasole, indicatore universale
Cosa si fa
Numerare sei provette (1A - 1B - 2A - 2B - 3A - 3B) e disporle nel portaprovette.
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Introdurre nelle provette 1A, 2A e 3A la soluzione di HCl 1M; nelle provette 1B, 2B e 3B la soluzione di
NaOH 1M
Mettere con un contagocce 2-3 gocce di fenolftaleina nella provetta 1A (contenente la soluzione acida)
e nella provetta 1B (contenente la soluzione basica); si osserva che nel primo caso la soluzione rimane
incolore, nel secondo caso assume colore fucsia.
Mettere 2-3 gocce di metilarancio nella provetta 2A (contenente la soluzione acida) e nella provetta 2B
(contenente la soluzione basica); si osserva che nel primo caso la soluzione assume colore rossociclamino, nel secondo caso giallo-arancio.
Mettere infine 2-3 gocce di blu di bromotimolo nella provetta 3A (contenente la soluzione acida) e
nella provetta 3B (contenente la soluzione basica); si osserva che nel primo caso la soluzione assume
colore arancio, nel secondo caso blu.
Introdurre una striscia di cartina al tornasole nella soluzione acida (si osserva che assume colore
rosato) ed una seconda striscia nella soluzione basica (si osserva che assume colorazione viola-blu).
Infine introdurre prima nella soluzione acida e poi nella soluzione basica un pezzetto di indicatore
universale, tenendolo con una bacchetta di vetro e facendo attenzione a non lasciarlo cadere.
Cosa si osserva
Utilizzando un solo indicatore non è possibile stabilire l'esatto pH di una soluzione, ma solamente se
il pH si colloca al di sopra oppure al di sotto di un certo valore (poiché ogni indicatore cambia colore
in un certo intervallo di pH).
Per avere maggiori informazioni sul pH di una soluzione, si dovranno utilizzare più indicatori.
Per esempio, introducendo 2-3 gocce di fenolftaleina in una provetta contenente acqua, essa rimane
incolore (si deduce che il pH è minore di 8, poiché essa cambia colore a questo valore). Introducendo
nella stessa provetta 2-3 gocce di metilarancio, si ottiene un colore arancio (tipico di un pH maggiore
di 4,4). Si può pertanto concludere che il pH dell'acqua in esame è compreso tra 4,4 e 8.
L’indicatore universale (uno cartina formata da con una miscela di indicatori) assume un insieme
di colorazioni particolari a seconda del pH. Confrontando tale insieme di colorazioni con la scala
cromatica riportata sulla confezione dell'indicatore, si individua il pH della soluzione in esame.
Facciamo noi un indicatore acido-base
Cosa serve
Acqua distillata (circa un litro); un cavolo rosso (si trova facilmente dal fruttivendolo tra inverno e
primavera); un contenitori da litro, con il coperchio; un fornello ed un beker; un coltello da cucina
per sminuzzare le foglie; un imbuto con filtro, soluzioni a pH noto, provette, porta
provette.1)Tagliuzzare le foglie di cavolo, per avere una maggior resa si possono frullare
grossolanamente con un minipiler. Metterle nel beker. Aggiungere l’ acqua: versarla sulle foglie
sminuzzate fino a coprirle completamente. Portare ad ebollizione e fare bollire per circa 20 minuti.
Lasciare riposare fino a che l’acqua non sarà raffreddata. Per avere una soluzione più stabile si può
usare alcool denaturato non colorato (si compra in farmacia). Attenzione meglio evitare il
riscaldamento: l’alcool è infiammabile! Si può ottenere un buon risultato anche a freddo lasciando in
infusione le foglie di cavolo a lungo (qualche ora). Filtrare la soluzione ottenuta nel recipiente con il
coperchio. Tappare e conservare in frigorifero.
2) preparare una serie di provette contenenti ciascuna soluzioni a pH noto (da 0 a 14) ed aggiungere a
ciascuna qualche goccia di succo di cavolo. Osservare il colore che assume.
Cosa si osserva
Il succo di cavolo in acqua assumerà una colorazione blu (neutralità)
L’acqua scioglie alcune sostanze (antociani) presenti nel cavolo. che cambiano colore in presenza di
acidi o di basi.
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Possiamo ottenere altri indicatori da fiori (iris, rose) o da altre verdure (rape rosse, fragole, pomodori
ecc). Se vogliamo soluzioni con maggiore stabilità conviene usare alcol etilico ed estrarre e freddo. La
rosa dà buoni risultati in alcool.
Titolare una soluzione di naoh con una soluzione di hcl 0.1 n
Cosa serve
HCl 0,1 M, 2 burette, indicatore (rosso fenolo), NaOH
Cosa si fa
Versare l'acido cloridrico nella buretta e misurarne esattamente 20 ml, raccogliendoli in un becher. 2)
Mettere nell'acido una goccia di indicatore: il rosso fenolo. La soluzione, che era, trasparente diviene
gialla. Al punto di equivalenza il colore sarà rosa salmone (per diventare rosa acceso non appena il pH
sarà aumentato
Versare la soda nell’apposita buretta (senza rubinetto smerigliato), fino ad arrivare allo zero.
Sotto la buretta mettere il becher con l'acido e l'indicatore. Far "sgocciolare" l'idrossido di sodio,
mescolando nel frattempo l'acido, stando ben attenti a procedere goccia per goccia (il pH dell'acido
potrebbe virare improvvisamente). Al viraggio Il colore dell'acido passa da giallo a rosa chiaro: il punto
di equivalenza è stato raggiunto. Prendere nota della quantità di NaOH aggiunta
Cosa si osserva
Aggiungendo ad un acido una base avviene la reazione di neutralizzazione
NaOH+HCl H2O+NaCL
Al punto di equivalenza le moli di acido e quelle di base sono uguali.
Se Ca (Moli/litro) è la concentrazione dell’acido e Va il suo volume (litri). Le moli sono: Ca Va/1000
le moli di base (Cb e Vb sono la concentrazione ed il volume della base) Cb Vb/1000.
Al punto di equivalenza
Ca Va/1000= Cb Vb/1000 cioè Ca Va= Cb Vb il volume può essere espresso anche in millilitri
Immaginiamo che il viraggio sia avvenuto con 21 ml di soda.CbVb = CaVa (Vb = volume dell'NaOH =
21 ml; Va = volume di HCl = 20 ml; Ca = concentrazione dell'HCl = 0,1 M)
(21ml)(Cb) = (20ml)(0,1 moli/l) La concentrazione di NaOH è, dunque, 0,095 M
Per la verifica
Domande aperte
1. In base al significato della funzione termodinamica entalpia, distingui tra le seguenti reazioni quelle
esotermiche da quelle endotermiche:
2C graf + 3H 2 (g) + 1/ 2O 2 (g)
C
2H 5O H (l)
∆H = - 277,7 kJ
H 2O (l)
H2
(g) + 1/2 O2 (g)
∆H = + 285,8
C graf + O 2 (g)
C
O 2 (g)
∆H = - 393,5 kJ
C O (g) + 1/ 2 O 2
(g)
C O 2 (g)
∆H = - 283,9 kJ
PC l5 (g)PC l3 (g) + C l2 (g)
∆H = + 81,8 kJ
2. Illustrare alcuni esempi di reazioni acido-base secondo Bronsted in ambiente anidro..
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
3. Che cosa si intende per coppia coniugata acido-base?
4. Una soluzione può essere caratterizzata da valori negativi del pH? **Una soluzione può essere
caratterizzata da valori del pH maggiori di 14
5.Gli urti tra le particelle reagenti costituiscono la condizione necessaria perchè una reazione chimica
possa avvenire. Che cosa occorre in più perchè le molecole di reagenti si trasformino davvero in
prodotti
6. Cos’è l'energia di attivazione ?
7. In quali dei seguenti fenomeni avviene un aumento di entropia:
a) passaggio di stato liquido-gas
b)dissoluzione di un solido in un liquido
c) raffreddamento di un gas
8.che cos’ è l’energia libera?
9. Calcola il
∆S della reazione: NO 1/2N2+1/2O2 a 298°C sapendo che a quella temperatura ∆H=90 kJ/mol e ∆ G=-87 kJ/mol
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Falso
Le basi donano protoni dall’acqua: il loro pH va da 7 a 14
In una trasformazione a pressione costante, la variazione di energia libera (G)
corrisponde al lavoro massimo che si può ottenere da quella trasformazione
Una reazione esotermica è sempre spontanea
Il numero dei prodotti possono influenzare la velocità di una reazione
chimica:
Un catalizzatore può spostare un equilibrio verso i prodotti
Se aumentiamo la temperatura in una reazione endotermica, la reazione si
sposterà verso i prodotti di reazione.
Scelta multipla
1. Secondo Bronsted un acido è:
a) una sostanza in grado di cedere ioni H+
b)un donatore di protoni
c) una sostanza cui può essere strappato uno ione H+
d) una sostanza che cede doppietti elettronici
2. Secondo Bronsted una base è
a)una sostanza in grado di acquistare ioni H+
b) una sostanza che può strappare uno ione H+ ad un acido
c) un accettore di protoni
d) una sostanza che accetta doppietti elettronici
3.In relazione alla velocità della seguente reazione: Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) + q
a) La velocità può essere modificata solamente se si aumenta la concentrazione dell’acido
cloridrico.
b)La velocità può essere modificata solamente se si utilizza zinco più finemente suddiviso.
c) La velocità può essere modificata solamente se si cambia la temperatura del sistema.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
d) La velocità può essere modificata solamente se si utilizza un catalizzatore.
e) La velocità può essere modificata con uno qualunque dei fattori indicati nelle risposte
precedenti.
4. Se si fa reagire polvere di ferro con acido cloridrico in base alla seguente equazione:
Fe(s) + 2HCl(aq) FeCl2(aq) +H2(g)
Quale degli interventi elencati NON fa aumentare la velocità di reazione?
a) Un aumento di temperatura.
b) Un aumento di concentrazione di HCl.
c) Un’aggiunta di soluzione di HCl.
d)Un maggiore mescolamento dei reagenti
5. Aumentando la temperatura del sistema in cui avviene la reazione chimica:
a)Diminuisce l’energia cinetica posseduta dalle particelle dei reagenti e quindi diminuisce il
numero degli urti efficaci.
b)Aumenta l’energia chimica posseduta dalle particelle dei reagenti e quindi diminuisce
lapercentuale degli urti efficaci.
c)Aumenta il valore del calore molare della reazione
d)Aumenta la velocità delle particelle dei reagenti e quindi aumenta la percentuale di urti
efficaci.
6. Gli urti efficaci sono:
a) Soltanto gli urti tra le particelle più “ricche” di energia.
b) Tutti gli urti che avvengono tra le particelle dei reagenti e quelle dei prodotti.
c) Soltanto gli urti che avvengono tra le particelle dei reagenti e le pareti del recipiente che le
contiene.
d)Tutti gli urti che trasformano le particelle dei reagenti in prodotti.
7. Quando una reazione chimica è giunta all’equilibrio :
a)Si ferma
b)La concentrazione dei reagenti resta costante
c)La concentrazione dei prodotti resta costante
d) La velocità della reazione diretta e di quella inversa sono uguali.
8. Una reazione è spontanea se:
a)è possibile
b) è reversibile
c) non è reversibile
d) avviene senza interventi dall’esterno
9.L’energia libera è:
a) l’energia totale di un sistema
b) lavoro massimo che si può ottenere da una trasformazione.
c) l’energia non legata ai legami chimici
d)lavoro ricavabile da una trasformazione
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Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Orizzontali
Verticali
1. reazioni che fanno "avanti ed indietro sono di...
1. calore scambiato in una reazione a pressione
costante
3. lo sono gli acidi secondo la teoria di Bronsted
2. cambiano di colore a seconda del pH
4. il principio per cui un equlibrio tende a
mantenerlo inalterato, neutralizzando qualsiasi
azione di disturbo
8. il disordine....
5. il logaritmo cambiato di
concentrazione degli ioni [H+]
9. una definizione innovativa di acido e base
basata su scambi di doppietti elettronici
segno
della
6. ogni acido ha la sua base.....
10. legge dell'azione di.....
7. studia la velocità di reazione
11. una reazione che avviene "da sola" senza interv
9. energia corrispondente al lavoro massimo che si
può ottenere in una trasformazione.
12. le grandezza di..... non dipendono dal cammino
percorso
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Elettrochimica
Perché il ferro arrugginisce l’oro no?
Alcuni metalli sono considerati “nobili”: rame, argento, oro, platino, altri come il ferro sono meno pregiati
ed esposti all’aria “arrugginiscono”: L’oro si trova in natura nelle miniere allo stato “nativo” cioè come
elemento, il ferro no. I gioielli sono d’argento, d’oro, di platino. Non tutti i processi che scriviamo sulla carta
avvengono in realtà cioè non tutte le reazioni sono spontanee: in particolare proviamo ad immergere in
acido cloridrico una lastrina di Zinco, una di rame, una d’argento: mentre la prima reagisce con formazione
di bollicine, con le altre niente accade. Perché? Cerchiamo di scoprirlo insieme.
Elettrochimica
Questa parte della chimica studia i processi in cui l’energia racchiusa nei legami chimici si trasforma
in energia elettrica e viceversa. Abbiamo già osservato come in una reazione di ossidoriduzione una
sostanza si ossida cedendo elettroni ad un'altra sostanza che, acquistandoli, si riduce.
Una reazione redox è spontanea quando gli elettroni passano da una sostanza dove si trovano ad un
livello energetico elevato e quindi meno stabile ad un’altra dove, essendo trattenuti più fortemente, si
trovano in una situazione di maggior stabilità.
Ad esempio se consideriamo la reazione redox che avviene ponendo una lastrina di alluminio in una
soluzione di sali di rame: la lastrina si ricopre di rame metallico cioè:
2Al (s) + 3Cu2+ 2Al3+ + 3Cu
gli elettroni si spostano dall’alluminio metallico che si ossida agli ioni rame che si riducono.
Esistono due “coppie” redox:
Al(s) ↔Al3 + + 3 elettroni
3Cu2+ + 2 elettroni ↔Cu
Coppia redox coniugata: è costituita da una forma ossidata e da una ridotta che si
possono trasformare, con passaggio di elettroni, l’una nell’altra, ad esempio:
X+ (forma ossidata) + e- ↔X (forma ridotta)
In ogni reazione redox abbiamo una coppia che si ossida e quella che si riduce: tra le due esiste una
differenza di potenziale che potremmo paragonare ad un dislivello, gli elettroni possono
muoversi spontaneamente in risposta a tale differenza come l’acqua di una cascata va da una quota
superiore ad una inferiore.
Se facciamo avvenire una reazione spontanea di ossido-riduzione non in un unico recipiente, ad
esempio un beker, ma in dispositivo che costringa le due semireazioni ad avvenire separatamente e gli
elettroni a passare in un circuito esterno, ad esempio attraverso un filo metallico, spotremo sfruttare
tale differenza di potenziale per produrre una corrente elettrica. In altre parole potremo trasformare
energia chimica racchiusa nel legami degli atomi in energia energia elettrica degli elettroni in moto
Tale processo può essere realizzato tramite un dispositivo noto come cella galvanica o pila.
Al contrario se vogliamo far avvenire una reazione redox non spontanea costringendo gli elettroni a
muoversi contro un gradiente di potenziale, sarà necessario fornire energia al sistema, trasformando
energia elettrica in energia chimica. Tale processo si ottiene nel processo di elettrolisi.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Celle galvaniche o pile
Le celle galvaniche sono dei dispositivi in grado di sfruttare reazioni redox spontanee per trasformare
energia chimica in energia elettrica. Una pila è costituita da due semicelle in cui vengono fatte
avvenire separatamente le reazioni di ossidazione e di riduzione.
Consideriamo ad esempio il seguente processo spontaneo di ossidoriduzione
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Pila di Volta
Volta (nato a Como il 18 febbraio 1745 e morto il 5
marzo 1827° Como) arrivò all'invenzione della pila dopo
gli esperimenti condotti verso la fine del settecento che
riprendevano studi precedenti di Luigi Galvani
sull'elettricità basati sul passaggio del “fluido elettrico”
che face muovere i muscoli in una rana morta toccati con
due diversi metalli L'invenzione della pila citata in una
lettera rivolta a Joseph Banks, presidente della Royal
Society di Londra, risale al 20 marzo 1800. Denominata
inizialmente organo elettrico artificiale oppure apparato
elettromotore, venne battezzata poi pila per via della sua
struttura a piani sovrapposti. Questo nome è rimasto in a
designare genericamente tutte le batterie per apparecchi
elettrici, indipendentemente dalla loro forma. La pila
valse a Volta fama ed onori internazionali: il 7 novembre
1801 la fece funzionare di fronte a Napoleone
Bonaparte, guadagnando una medaglia d'oro ed un
premio in denaro. La pila di Volta è formata da una
colonna di dischi: uno di zinco sovrapposto ad uno di
rame, uniti attraverso uno strato intermedio di feltro o
cartone imbevuto in acqua acidulata. Collegando gli
estremi superiore ed inferiore per mezzo di un conduttore
elettrico si produce un circuito nel quale passa corrente
continua
- dischi di metallo
- disco di rame
- polo negativo
- polo positivo
- feltro o cartone
- disco di zinco
dove lo zinco metallico si ossida a ione
zinco perdendo due elettroni secondo la
seguente semireazione
Zn Zn2+ + 2ee lo ione rame si riduce a rame metallico
acquistando due elettroni secondo la
seguente semireazione
Cu2+ + 2e- Cu
Come abbiamo detto per costruire una
pila che utilizzi questa reazione è
necessario separare le due semireazioni.
Mettiamo in due diversi beker ciascuno
dei due metalli in equilibrio con il
proprio catione.
Possiamo costruire la pila Daniell
ideata dal fisico e chimico inglese J. F.
Daniell(1790-1845) immergendo una
barretta di zinco metallico in una
soluzione di solfato (o altro sale
completamente dissociato) di zinco che
fornisce gli ioni Zn2+, mentre una
barretta di rame metallico viene
immersa in una soluzione di solfato (o
altro sale) rameico che fornisce gli ioni
Cu2+.
Il beker ( semicella) che contiene lo
zinco Zn/Zn2+ sarà il polo negativo
Il beker (semicella) che contiene il rame
come Cu2+/Cu sarà il polo positivo.
Le specie chimiche che partecipano alla
reazione in ciascuna semicella sono
dette coppie redox coniugate.
Le due barrette metalliche fungono da elettrodi, cioè da supporto per il passaggio degli elettroni. In
altre pile, dove le specie chimiche che reagiscono non sono conduttrici, è necessario utilizzare
elettrodi inerti (che non partecipano alla reazione)ad esempio di grafite per consentire agli elettroni
di muoversi.
Il contatto tra le due soluzioni deve avvenire in modo che non si mescolino disordinatamente: per
questo si usa un ponte salino formato da un tubo ad U riempito con gelatina mescolata una soluzione
acquosa di cloruro di potassio un elettrolita forte cioè completamente dissociato, .le due estremità del
tubo vengono immerse nelle semicelle e chiuse con materiale filtrante (ad esempio cotone idrofilo) in
modo che gli ioni di carica opposta possano diffondere lentamente.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Finchè le due semicelle rimangono separate non si osserva naturalmente alcuna reazione. Ma se
colleghiamo con un filo metallico i due elettrodi, lo Zinco perde elettroni. Gli elettroni, passando
attraverso il conduttore metallico, vengono attirati dagli ioni rameici che li acquistano e si riducono.
In tal modo dello zinco metallico si ossida e passa in soluzione sotto forma di ione Zn2+ (lo ione zinco
è solubile). La soluzione di solfato di zinco si arricchisce di ioni Zn2+ mentre l'elettrodo di Zinco si
assottiglia. Nell'altra semicella invece gli ioni rameici a contatto con l'elettrodo si riducono a rame
metallico aderendo all'elettrodo stesso. La soluzione si impoverisce di ioni Cu2+ mentre l'elettrodo
aumenta di peso.
ANODO: elettrodo (positivo) al quale avviene l’ossidazione. (Zn/Zn++)
CATODO: elettrodo (negativo) al quale avviene la riduzione (Cu/Cu++)
PILA DANIELL
Al posto del ponte si può mettere un setto poroso che divida le due soluzioni (ad esempio porcellano
non verniciata) e permetta all'eccesso relativo di ioni SO42- di diffondere verso la soluzione positiva e
agli ioni Zn2+ in eccesso di migrare verso la soluzione negativa.
In generale una pila viene schematizzata, scrivendo per prima la reazione di riduzione:
POLO- Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu POLO +
ANODO
PONTE
CATODO
dove
Zn2+
rappresenta la semicella anodica (ossidazione)
//
Cu2+ / Cu
è il simbolo del ponte salino
rappresenta la semicella catodica (riduzione)
Potenziale
Se inseriamo un voltmetro lungo il filo che unisce i due elettrodi possiamo misurare la differenza di
potenziale (in volts) che permette agli elettroni di scorrere lungo il filo da una semicella all'altra. Nel
caso della pila Daniels la differenza di potenziale è 1,1 volt. 1 Volt (J/C) è la differenza di potenziale
esistente tra due punti quando il lavoro necessario per spostare la carica di 1 Coulomb è pari ad un
Joule. In modo analogo ai corpi “liberi” dotati di massa che si muovono all'interno di un campo
gravitazionale, spostandosi da punti a potenziale maggiore verso altri a potenziale minore, come
l’acqua di una cascata che scorre verso il basso, così anche le cariche elettriche si muovono sotto
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
l'azione di un campo elettrico che si produce tra punti a diverso potenziale elettrico. La differenza di
potenziale tra i due elettrodi misura la capacità della pila di compiere lavoro ed anche la forza con cui
gli elettroni che si liberano all'anodo durante l'ossidazione vengono spinti, lungo il circuito esterno,
verso il catodo.
Sperimentalmente si osserva che tale differenza di potenziale, detta anche forza elettromotrice
(f.e.m.) o tensione o voltaggio, dipende esclusivamente dal tipo di reazione redox, cioè dalla
natura chimica dei reagenti (maggiore o minore tendenza a perdere o acquistare elettroni), dalla
concentrazione delle specie chimiche che formano le coppie redox e dalla temperatura
all'aumentare della temperatura e della concentrazione dei reagenti aumenta la differenza di
potenziale.
Ogni elettrodo ha un suo
potenziale elettrochimico E
Nella vita di tutti i giorni il temine ossidare viene talvolta utilizzato
misurato in volt che esprime la
come sinonimo di arrugginire., anche gli altri metalli non nobili si
tendenza della una coppia redox
ossidano, ricoprendosi di una patina formata dal loro ossido. In
a cedere elettroni (potere
alcuni casi però questa patina è impermeabile e quindi protegge il
ossidante) o ad acquistare
metallo non ossidato sottostante dall’azione dell’ossigeno
elettroni (potere riducente)
atmosferico: tale fenomeno, detto passivazione, viene largamente
Durante il funzionamento di
utilizzato per proteggere dall’ossidazione oggetti e superfici
una pila i reagenti si trasformano
metalliche. Un esempio di applicazione della passivazione è la
in prodotti di reazione. Poichè
latta, l utilizzata nella produzione di barattoli e scatole di metallo,
quindi le concentrazioni dei
anche per uso alimentare; il cui nome corretto è in verità banda
reagenti diminuiscono, anche la
stagnata. Essa infatti è costituita da una lamina di ferro (la
differenza di potenziale è
banda), ricoperta da una pellicola di stagno; poiché lo stagno si
destinata a calare fino ad
passiva, protegge il ferro sottostante dalla ossidazione. Attenzione
azzerarsi. Quando la differenza
però, se con un graffio si toglie la stagnatura, esponendo all’aria il
di potenziale va a zero la pila è
ferro sottostante, questo si ossida molto velocemente, perché si
scarica ed in tali non è più in
innesca una reazione redox con lo stagno che ha potenziale
grado di produrre corrente
maggiore del ferro, come abbiamo visto nell’esempio della pagina
elettrica.
precedente.
Naturalmente la f.e.m dipende
Un’altra applicazione pratica degli stessi principi è la zincatura del
dal contributo di entrambi gli
ferro, che consiste nel ricoprire l’oggetto da proteggere di uno
elettrodi ed è molto difficile
strato, anche non continuo, di zinco. Questo metallo ha un
valutare la semicella: infatti in
2+
potenziale minore del ferro (Zn/Zn ∆E0 =– 0.76) ed innesca con
una semicella isolata nella quale
esso una reazione redox del tipo
la specie ossidata è in equilibrio
2+
2+
Fe + Zn → Fe + Zn che impedisce al ferro di ossidarsi. Col
con la specie ridotta non avviene
tempo però lo zinco della zincatura si consuma e la protezione
nessuna
reazione,
solo
cessa.
collegandolo
con
un'altra
Sullo stesso principio si basano anche le protezioni catodiche, che si
semicella noi possiamo verificare
impiegano per proteggere dall’ossidazione grandi strutture in ferro
se essa cederà o acquisterà
come tralicci o simili. La struttura da proteggere viene collegata,
elettroni
e
potremo
tramite un conduttore di corrente, con un pezzo di metallo dotato
effettivamente
misurare
la
di potenziale redox molto minore del ferro, come ad esempio il
differenza
di
potenziale
2+
esistente. E’ come se decidessimo
magnesio (Mg/Mg ∆E0 =– 2.37). Il contatto tra i due metalli
di misurare l’altezza di una
2+
2+
innesca la reazione Fe + Mg → Fe + Mg che impedisce
montagna o la profondità di un
l’ossidazione del ferro. Col tempo il pezzo di magnesio si consuma
fondale marino: non è possibile
e deve essere sostituito.
senza un riferimento in genere il
livello del mare.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Per i potenziali è stata arbitrariamente scelta una semicella alla quale è stato convenzionalmente
assegnato potenziale zero. Poichè la differenza di potenziale varia con la temperatura e la
concentrazione dei reagenti, si è inoltre convenzionalmente deciso di effettuare le misure alla
temperatura di 25°C e con le specie chimiche alla concentrazione 1M (nel caso di gas pressione
parziale di 1 atm). La semicella assunta come elettrodo di riferimento è costituita dalla coppia redox
H+/H2 ed è nota come elettrodo normale ad idrogeno.
Elettrodo normale ad idrogeno: è un elettrodo formato da: pt | h2 (1 atm) | h+ [ 1m]
Elettrodo a idrogeno
E’ formato da un metallo che non partecipa alla reazione (in genere platino) immerso in una soluzione
1 N di acido forte ( soluzione 1M di ioni H+). All'interno della soluzione viene fatto gorgogliare
idrogeno gassoso alla pressione di 1 atm, in modo che vada a raccogliersi all'interno di una campana di
vetro rovesciata in cui è ospitato l'elettrodo.
All’elettrodo a idrogeno viene attribuito potenziale zero. Poichè poi si è convenuto di
considerare la reazione di riduzione di ciascuna coppia redox, si attribuirà un potenziale
positivo a tutte le coppie redox che effettivamente si riducono rispetto all'elettrodo ad
idrogeno, ed un potenziale negativo a tutte quelle che si ossidano rispetto all'idrogeno. I
valori in tal modo misurati per ogni coppia redox prendono il nome di potenziali
normali (E°).
L'elettrodo ad idrogeno può funzionare, a seconda delle coppie redox con cui viene messo in contatto,
sia come anodo che come catodo. Il potenziale di una certa semicella non è quindi potenziale
assoluto, ma una differenza di potenziale rispetto all'elettrodo normale ad idrogeno.
Se ad esempio poniamo la coppia redox Zn2+/Zn a contatto con l'elettrodo normale ad idrogeno,
possiamo misurare una differenza di potenziale di 0.76 V.
Poichè lo zinco si ossida cedendo elettroni agli ioni H+ che si riducono ad idrogeno gassoso (possiamo
provarlo osservando che il pH della soluzione catodica aumenta), lo zinco funge da anodo mentre
l'idrogeno da catodo. Dobbiamo pertanto assegnare alla coppia redox Zn2+/Zn un potenziale negativo
pari a E° = - 0.76 V (il segno negativo ci informa che rispetto all'idrogeno la reazione di riduzione non è
spontanea).
Zn / Zn2+ // H+ / H2
ANODO
CATODO
o
E Zn
= −0.76 V
2+
/ Zn
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
I metalli che hanno potenziali di riduzione positivi (Cu, Ag, Pt,
Au) sono detti nobili: non vengono attaccati dall’acido
cloridrico perché a contatto con lo ione H+ tendono a ridursi,
non reagiscono con l’ossigeno,ed è possibile trovarli “puri” ,
gli altri metalli non nobili si ossidano, ricoprendosi di una
patina formata dal loro ossido. In alcuni casi però questa
patina è impermeabile e quindi protegge il metallo non
ossidato sottostante dall’azione dell’ossigeno atmosferico:
tale fenomeno, detto passivazione, viene largamente
utilizzato per proteggere dall’ossidazione oggetti e superfici
metalliche. Un esempio di applicazione della passivazione è la
latta, utilizzata nella produzione di barattoli e scatole di
metallo, anche per uso alimentare; il cui nome corretto è in
verità banda stagnata, costituita da una lamina di ferro (la
banda), ricoperta da una pellicola di stagno: lo stagno si
passiva e protegge il ferro sottostante dalla ossidazione.
Attenzione però, se con un graffio si toglie la stagnatura,
esponendo all’aria il ferro sottostante, questo si ossida molto
velocemente, perché si innesca una reazione redox con lo
stagno che ha potenziale maggiore del ferro. Un’altra
applicazione pratica della serie elettrochimica degli elementi è
la zincatura del ferro, che consiste nel ricoprire l’oggetto da
proteggere di uno strato, anche non continuo, di zinco.
Questo metallo ha un potenziale minore del ferro (Zn/Zn2+
∆E0 =– 0.76) ed innesca con esso una reazione redox:
Fe2+ + Zn →→ Fe + Zn2+ che impedisce al ferro di ossidarsi.
Col tempo però lo zinco della zincatura si consuma e la
protezione cessa.
Sullo stesso principio si basano anche le protezioni catodiche,
che si impiegano per proteggere dall’ossidazione grandi
strutture in ferro come tralicci o simili. La struttura da
proteggere viene collegata, tramite un conduttore di corrente,
con un pezzo di metallo dotato di potenziale redox molto
minore del ferro, come ad esempio il magnesio (Mg/Mg2+
∆E0 =– 2.37). Il contatto tra i due metalli innesca la reazione
Fe2+ + Mg →→ Fe + Mg2+ che impedisce l’ossidazione del
ferro.
Se invece poniamo la coppia redox
Cu2+/Cu a contatto con l'elettrodo ad
idrogeno, possiamo misurare una
differenza di potenziale di 0,34 V.
Poichè in questo caso è l'idrogeno che
si ossida cedendo elettroni al rame
(possiamo verificarlo osservando che
il pH della soluzione anodica
diminuisce), l'idrogeno funge da
anodo mentre il rame da catodo.
Dobbiamo pertanto assegnare alla
coppia redox Cu2+/Cu un potenziale
positivo pari a E° = + 0.34 V (il segno
positivo ci informa che rispetto
all'idrogeno la reazione di riduzione è
spontanea).
H2 /H+
// Cu2+ /Cu
ANODO
CATODO
o
= +0,34 V
ECu
2+
/ Cu
Nello stesso modo è possibile
misurare i potenziali standard di
molte altre coppie redox. ed ordinarle
per potenziali standard decrescenti in
una
tabella
detta
serie
elettrochimica.
Nella serie elettrochimica le coppie
redox
compaiono,
come
da
convenzione, scritte nel senso della
reazione di riduzione e i valori di
potenziale associati a ciascuna coppia
redox
devono
essere
quindi
interpretati come potenziali standard
di riduzione. Se abbiamo due coppie
redox, quella a potenziale più elevato
subirà la riduzione e fungerà da
catodo, mentre quella a potenziale
minore subirà l'ossidazione e fungerà
da anodo. La forza elettromotrice
della pila così costruita potrà essere prevista calcolando la differenza tra il potenziale standard di
riduzione del catodo e quello dell'anodo
f.e.m. = E°catodo - E°anodo
Ad esempio la forza elettromotrice della pila Daniell è:
o
o
f .e.m. = ECu
− E Zn
= +0,34 − (− 0,76) = 1,1V Se
2+
2+
/ Cu
/ Zn
costruiamo una pila con la coppia redox Zn2+/Zn (E° = - 0,76 V) e Ba2+/Ba (E° = - 2,90 V), in questo
caso lo zinco, che presenta potenziale maggiore si riduce e funge da catodo, mentre il bario, a
potenziale minore, si ossida e funge da anodo. La forza elettromotrice di tale pila sarà:
o
o
f . e. m. = EZn
− EBa
= −0,76 − ( − 2,90) = 2,14V
2+
2+
/ Zn
/ Ba
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Quanta sarà l’energia prodotta in una cella ?
Il passaggio di corrente elettrica che si stabilisce tra i due elettrodi di una pila comporta l’erogazione di
una quantità di energia elettrica che è data dal prodotto della forza elettromotrice per la quantità di
elettricità fluita. ENERGIA elett. = q f.e.m = q (E+ -E-) = n·F·(E+ -E-)in cui il prodotto nF
rappresenta le moli di elettroni fluite (1 mole di elettroni corrisponde a 96485 C, ossia un
faraday di elettricità (simbolo F). n è il numero di elettroni scambiati nella reazione
Osservando la serie elettrochimica, ci rendiamo conto che quanto più elevata nella tabella dei
potenziali è la posizione della specie al primo membro di una reazione redox, tanto maggiore è il suo
potere ossidante. F2 è l’ossidante più forte che si conosca
Quanto più basso è il potenziale standard, tanto maggiore è il potere riducente della specie ridotta che
figura al secondo membro dell’equazione riportata nella tabella dei potenziali standard.
Il litio metallico è il riducente più forte che si conosca
Le celle a combustibile sono utilizzate nelle navette spaziali, perché piccole e leggere. Funzionano con H2 e
O2 provenienti da serbatoi “freddi”. Se ne utilizano parecchie: ognuna può fornire 12 kW Viene prodotta acqua
che può essere usata per bere
Ogni cella ha due elettrodi A negativo e B positivo, separati da una zona contenente un elettrolita (ad es. KOH),
attraverso la quale migrano degli ioni ma non gli elettroni. L’ idrogeno e l’ossigeno, arrivano direttamente agli
elettrodi, ove avvengono le due reazioni. L’idrogeno (il combustibile) va all’anodo. L’ossigeno va al catodo
formato da grafite porosa impregnata con Pt finemente suddiviso che funziona da catalizzatore. Reazione
catodo: O2(g)+ 2 H2O(l)+ 4e 4 OHGli ioni OH- migrano all’anodo attraverso l’elettrolita, costituito da una soluzione acquosa di una base (KOH)
Anche l’anodo è costituito da grafite porosa, che contiene una piccola quantità di catalizzatore (Pt, Ag o CoO).
Reazione anodo 2H2 + 4 OH- 4 H2O + 4 e
La reazione complessiva è:
2H2 + O2
2 H2O
TABELLA POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE
(Eo) a 25°C, 1 atmosfera e concentrazione unitaria.
Semi elemento
Li/Li
K/K
+
+
Ba/Ba
++
Ca/Ca
++
Na/Na
Be/Be
Al/Al
++
+++
Mn/Mn
Zn/Zn
++
++
Sn/Sn
++
-0.16
-2.92
Pb/Pb
++
-0.13
-2.90
+
H2/H
++++
Sn /Sn
Cu/Cu
+0.34
-2.37
Cu/Cu
+
+0.52
-1.85
I2/I−
+0.53
++
-1.70
Hg/Hg
-1.18
Ag/Ag
+
+0.81
-0.76
Br2/Br−
+1.08
-0.74
Pt/Pt
-0.44
O2/H2O
+++
Cr /Cr
++
Co/Co
Sn/Sn
++
+0.16
++
++
++
E in volt
0.00
++
+++
Cr/Cr
Fe/Fe
-3.04
-2.71
++
0
Semi elemento
-2.86
+
Mg/Mg
0
E in volt
-0.41
-0.28
-0.16
++
+1.20
−
F2/F
+1.23
−
+1.36
+++
+1.50
Cl2/Cl
Au/Au
+0.80
+2.87
Se abbiamo una reazione di ossidoriduzione e vogliamo sapere se potrà essere utilizzata per costruire
una pila dobbiamo individuare le due semireazioni, andare a calcolare il loro potenziale (per
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
semplicità consideriamo concentrazioni unitarie, altrimenti dovremmo considerare l’equazione di
NERST che tiene conto delle concentrazioni). Calcolare la forza elettromotrice di tale pila solo se il suo
valore è positivo la reazione sarà spontanea e si potrà produrre energia elettrica. In caso contrario la
reazione spontanea sarà quella inversa.
Per esempio, la reazione (in condizioni standard):
2Cl(aq)- + Br2(l) → 2 Br- + Cl2 (aq)
2Cl-/Cl2 ANODO E°=1,36
2 Br- / Br2(l) CATODO E°=1,09
F.e.m= E°catodo-E°anodo= 1,09-1,36=0,27 non può essere utilizzata per una
La carica elettrica può essere trasportata attraverso i
pila che potrà essere realizzata con la
metalli (conduttori di prima specie) per mezzo di un
reazione:
flusso di elettroni) oppure negli elettroliti liquidi puri
2 Br- + Cl2 (aq) →2Cl(aq)- + Br2(l)
(elettroliti fusi) o nelle soluzioni contenenti elettroliti: con
Consideriamo ora:
un movimento di ioni. Il movimento di ioni attraverso una
Sn2+ + Fe →
→ Sn + Fe2+
soluzione “chiude” il circuitoa: gli ioni positivi migrano
per capire in che senso è spostato
verso l’elettrodo negativo, mentre gli ioni negativi
l’equilibrio dobbiamo esaminare le due
migrano verso l’elettrodo positivo. Elettrolita è una
semi reazioni:
sostanza le cui soluzioni acquose conducono l’elettricità
Fe →→ Fe2++ 2e─e Sn2+ + 2e─
→ → Sn
Nella prima troviamo le sostanze che
formano il semi elemento Fe/Fe2+, il cui
potenziale redox è –0.44 volt, nella
seconda troviamo invece il semi
elemento Sn/Sn2+, il cui potenziale
redox è –0.16 volt. Dall’analisi di questi
valori ricaviamo subito che lo stagno si
riduce, perché ha potenziale maggior, mentre il ferro si ossida, perché ha potenziale minore: la
reazione è spontanea così come è scritta e può essere utilizzata per costruire una pila, la cui differenza
di potenziale sarà: E0 = – 0.16 –(– 0.44) = + 0.2
Elettrolisi
L'elettrolisi è un processo in cui energia elettrica viene impiegata per far avvenire una reazione redox
che non è spontanea. Se immergiamo due elettrodi collegati ad un generatore di corrente continua in
un recipiente che contenga NaCl fuso (e quindi dissociato in ioni Na+ e Cl-), gli ioni Na+ vengono
attratti dall'elettrodo negativo dove si riducono acquistando un elettrone, mentre gli ioni Cl- vengono
attratti dall'elettrodo positivo al quale cedono il loro elettrone ossidandosi.
Poichè in questo caso la reazione di riduzione avviene all'elettrodo negativo questo prende il nome di
catodo, mentre l'elettrodo positivo, dove avviene l'ossidazione, è l'anodo, in modo opposto rispetto
alla pila.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Elettrolisi NACl fuso (tenere solo parte a destra e modificare)
Al catodo gli ioni Na+ si riducono a sodio metallico, mentre all'anodo gli ioni Cl- si ossidano a Cloro
gassoso Cl2.
Gli elettroni fluiscono quindi dal catodo negativo all'anodo positivo. La reazione complessiva che
avviene in soluzione è la seguente
Na + + Cl − → Na + 12 Cl2
In assenza della corrente elettrica fornita dall'esterno tale reazione non è spontanea e quindi può
andare solo in senso contrario.
Possiamo dunque definire l'elettrolisi un processo di decomposizione di un composto, fuso o in
soluzione, in cui il passaggio di corrente elettrica produce una reazione redox non spontanea
Naturalmente solo i composti che si dissociano in ioni possono subire l'elettrolisi e per tale motivo
essi sono chiamati elettroliti.
Prepariamo una soluzione di HCl ed immergiamoci dentro due sbarrette di una metallo inerte
(elettrodi), collegandole poi ai due poli di una pila o di un generatore di corrente. Nella soluzione di
HCl sono presenti ioni H+ (cationi) e ioni Cl- (anioni); sotto l’effetto delle cariche elettriche distribuite
sui due elettrodi i cationi, carichi positivamente, saranno attratti dall’elettrodo negativo, il catodo,
viceversa gli anioni, carichi negativamente, saranno attratti dall’elettrodo positiva, che pertanto viene
chiamato anodo. Al catodo gli elettroni sulla superficie dell’elettrodo, provenienti dal polo negativo
del generatore, vengono ceduti agli ioni H+ secondo la reazione: 2 H+ + 2e- → → H 2; l ’id rogen o si rid u ce
e siforma H2 fgassoso. All’anodo invece gli ioni Cl- cedono ciascuno un elettrone all’elettrodo
positivo, secondo la reazione: 2Cl-→
→ Cl2 + 2e-; il cloro si ossida e si libera come gas. Il passaggio degli
elettroni dal catodo agli ioni H+ e dagli ioni Cl- all’anodo, chiude il circuito elettrico.
La reazione totale non spontaneaè:
a 2 H++2Cl-→→ H2 + Cl2, nella quale l’idrogeno si riduce ed il cloro si ossida.
L’elettrolisi di una soluzione acquosa diluita di NaCl avvengono le seguenti trasformazioni:ad un
elettrodo si sviluppa idrogeno, a partire dall’acqua all’altro elettrodo si sviluppa cloro.
2H2O + 2 Cl- → 2 OH- + H2 + Cl2. Con un indicare potremmo constatare che la soluzione
diventa basica.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
L’elettrolisi dell’acqua
L’acqua è un elettrolita debole cioè poco
dissociato, se pura conduce pochissimo la corrente
elettrica, per aumentare la conducibilità si può
aggiungere un poco di acido solforico. In un
apposito apparecchio chiamato voltametro di
Hoffmann formato da due “burette” collegate da
un ponte di vetro e contenenti due elettrodi inerti
di platino facendo passare una corrente di almeno
1.23 V si ottiene l'elettrolisi dell'acqua. Si
sviluppano O2 all'anodo e H2 al catodo: l'elettrolisi
dell'acqua è utilizzabile per produrre i due gas
“puri.
Le semireazioni sono :
all’anodo
(ossidazione)
al catodo
2 H2O →→
→O2 + 4 H+ + 4e-
2 H2O + 2e- →→ H 2 + 2O H
- (riduzione)
Poiché le due reazioni sono contemporanee e collegate, è necessario la bilanciare 4 H2O + 4e-→ → 2H 2
+ 4OH- (3).
Voltametro di Hoffmann
L’elettrolisi dell’acqua viene fatta avvenire in un apparecchio, chiamato voltametro, rappresentato Per
consentire all’acqua di condurre la corrente vi viene aggiunta una piccola quantità di acido, senza la quale
la reazione non procede.
La reazione complessiva di elettrolisi dell’acqua:
6H2O → →O2 + 2H2 + 4OH- + 4H+ Poiché gli H+ reagiscono con gli OH- per ridare acqua, secondo la
reazione: H+ + OH- →→ H2O, alla fine la reazione complessiva diventa:
2H2O →→ O2 + 2H2
esattamente l’opposto della reazione di formazione dell’acqua
Le leggi di Faraday
Gli aspetti quantitativi dell'elettrolisi furono studiati da M. Faraday (1791-1867) che sintetizzò i
risultati ottenuti sperimentalmente in due leggi.
Prima legge di Faraday
La massa di una sostanza che si libera agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità passata
attraverso la soluzione.
Se ad esempio consideriamo l'elettrolisi del cloruro di sodio fuso, possiamo verificare che per ogni
elettrone che abbandona il catodo e raggiunge l'anodo passando attraverso la soluzione, si libera 1
atomo di Na metallico e mezza molecola di Cloro gassoso
NaCl → Na + 12 Cl 2
Naturalmente se passano 2 elettroni si libereranno 2 atomi di sodio e 1 molecola di cloro ed in generale
se passano un numero n di elettroni si libereranno agli elettrodi n atomi di sodio e n/2 molecole di
cloro. La quantità di materia che si libera agli elettrodi sia proporzionale al numero di elettroni
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
scambiati. Ma poichè ogni elettrone porta una quantità di elettricità costante e definita (1,6.10-19 C) la
massa liberata deve essere proporzionale alla carica elettrica transitata attraverso la soluzione.
Seconda legge di Faraday
Al fine di liberare agli elettrodi 1 equivalente di una qualsiasi sostanza è necessario che attraverso la
soluzione passino 96.485 C (quantità nota come Faraday). Naturalmente se attraverso la
soluzione passano n Faraday verranno liberati n equivalenti.
Cos’è un equivalente? In una reazione redox la massa equivalente è il rapporto tra la massa molare ed
il numero di elettroni scambiati nella reazione Meq= MM/ne- il numero di equivalenti si ottiene
dividendo i grammi per la massa equivalente.
N equivalenti=grammi/Meq
Il Faraday (F) è la quantità di elettricità portata da 1 mole di elettroni pari a N (numero di
Avogadro elettroni) N . Carica elettrone = 6,0221415.1023 . 1,60217653.10-19 =
96.485,336 C
In laboratorio
1.La pila Daniels
Cosa serve
Soluzione di solfato rameico CuSO4 1M, Soluzione di solfato di zinco ZnSO4 1M,Soluzione di cloruro
di potassio KCl 1M, Due beker, un tubo di vetro a U: ponte salino, laminette di rame e zinco, filo
elettrico, voltmetro
Cosa si fa
In ciascun beker porre una lamina immersa nella soluzione del proprio sale
Collegare le due lamine con il voltmetro
Collegare le soluzioni contenute nei beker con il tubo a U
Cosa si osserva
Quando tutto è collegato, il voltmetro segnala una differenza di potenziale di circa 1 Volt
Il voltmetro non segnala nulla se:
Estraggo il ponte salino dalle soluzioni
Estraggo una lamina dalla soluzione
Stacco un’estremità del filo dal voltmetro
La differenza di potenziale “teorica” è:
ΔE = E° Cu – E°Zn = 0,34 –(- 0,76) = 0,34 + 0,76 = 1,21V
In realtà il valore osservato è generalmente minore: ciò si deve alle condizioni sperimentali
leggermente diverse da quelle standard: la temperatura infatti non è a 25°C, le soluzioni potrebbero
non essere esattamente 1M ed infine, le lamine potrebbero essere leggermente ossidate.
2.La pila al limone
Cosa serve
Un limone, una lamina di rame, una lamina di zinco, tester digitale, fili elettrici di collegamento
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Cosa si fa
Si prende il limone e si rotola schiacciandolo in modo da far fluire all’interno dell’agrume l’acido
contenuto nei “sacchetti”presenti negli spicchi. Si inseriscono nel limone le lamine di rame e di zinco
avendo cura di non farle venire a contatto tra loro. Si chiude poi il circuito collegando i fili con il tester
digitale.
Cosa si osserva
Si apprezza il passaggio di corrente elettrica
3. Potenziali Redox a confronto
Scopo dell’esperienza:
Costruire sperimentalmente una scala dei potenziali redox di alcuni elementi
Cosa serve.
Quattro lamine di metalli diversi (zinco, piombo, rame, argento), quattro soluzioni contenenti gli ioni
dei rispettivi metalli, preparate sciogliendo in acqua i seguenti sali: ZnSO4, Pb(NO3)2, CuSO4, AgNO3,
una soluzione 1M di HCl
Cosa si fa
I parte:
Preparare 4 beker contenenti ciascuno la soluzione di HCl 1M
Immergere in ciascuno la lamina metallica ed osservare cosa succede
II parte:
Ripulire le lamine con la lima per asportare la parte di ossido
Versare su ciascuna lamina una goccia della soluzione di ZnSO4, poi, in successione, una
goccia di tutte le altre. Le reazioni tra i diversi metalli e le soluzioni vengono riportate in una
tabella da completata durante il corso dell’esperimento.
AgNO3
CuSO4
Pb(NO3)2
ZnSO4
Ag+
Cu++
Pb++
Zn++
Ag
-
Cu
Pb
+
+
-
-
Zn
+
+
+
-
Cosa si osserva
I parte:
Si nota effervescenza soltanto nelle soluzioni di HCl in cui sono presenti la lamina di zinco
(molto vivace), e quella di piombo (lenta). Non si osserva reattività con rame ed argento. I
diversi metalli hanno diversa tendenza ad ossidarsi rispetto all’idrogeno, infatti zinco e
piombo si ossidano, ,mentre rame ed argento no.
reazioni:
Zn + HCl → Zn Cl2 + H2
Semireazioni:
Ossidazione: Zn → Zn2+ + 2eRiduzione: 2H+ + 2e- → H2
II parte:
Dove avviene un cambiamento di colore sulla lamina è avvenuta una reazione di
ossidoriduzione, cioè il metallo si è ossidato ed è passato come ione in soluzione mentre gli
ioni della soluzione si sono ridotti e si sono depositati sulla lamina come metallo.
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Esempio:
La reazione:
2AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2Ag
Semireazioni:
Ossidazione: Cu → Cu2+ + 2eRiduzione: 2Ag+ + 2e- →2Ag
Dall’osservazione dei risultati si può evincere che l’argento ha massima tendenza a ridursi, cioè ad
acquistare elettroni, mentre lo zinco ha massima tendenza ad ossidarsi, cioè a cedere elettroni.
Tendenza a ridursi
Zn Pb Cu Ag
Tendenza a ossidarsi.
Considerando anche il comportamento rispetto all’idrogeno:
Tendenza a ridursi
Zn Pb H Cu Ag
Tendenza a ossidarsi
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
Per la verifica
Domande aperte
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
Che cos’è e come si calcola la f.e.m. di una pila?
Come è costituito l’elettrodo standard a idroeno?
Come avviene l’elettrolisi?
Cosa affermano le due leggi di Faraday
Data la seguente reazione: Ag+CuSO4→ AgSO4+ Cu con l’aiuto della tabella dei potenziali
standard stabilisce se può essere utilizzata per costruire una pila
Che cosa accade al catodo ed all’anodo di una pila?
Che cosa accade al catodo ed all’anodo nel processo di elettrolisi
Perché il ferro arrugginisce e l’oro no?
Quali sono i metalli “nobili”? Cosa hanno in comune?
Com’è fatta una pila a combustibile?
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Falso
Nella pila la reazione di riduzione avviene al catodo, mentre l'ossidazione
all'anodo
La quantità di energia elettrica in una pila è data dal prodotto della forza
elettromotrice per la quantità di elettricità fluita
Se il valore della forza elettromotrice di una “possibile” pila è positivo la
reazione sarà spontanea e la pila potrà funzionare
Le celle galvaniche e le pile sono la stessa cosa: dispositivi in grado di sfruttare
reazioni redox spontanee per trasformare energia chimica in energia elettrica.
Nell’elettrolisi la massa di una sostanza che si libera agli elettrodi è
proporzionale alla differenza di potenziale tra gli elettrodi.
Per liberare agli elettrodi 1 equivalente di una qualsiasi sostanza è necessario
che attraverso la soluzione passino N ( numero di Avogadro) C
Scelta multipla
1. la forza elettromotrice (f.e.m.) dipende da:
a) natura chimica dei reagenti
b) concentrazione delle specie chimiche che formano le coppie redox
c) temperatura
d) da tutte e tre le variabili precedenti
2. Nella Pila Daniell per garantire il collegamento e la neutralità nelle due semicelle durante il
funzionamento si inserisce:
a) un voltmetro
b) un setto poroso o ponte salino
c) una lampadina
d) un filo metallico
3.La pila in cui l’argento si riduce e lo zinco si ossida è schematizzata da:
a) POLO -Ag+ / Ag // Zn / Zn2+
b)POLO + b) PLO+ Zn / Zn2+ // Ag+/ Ag POLO –
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Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
c) Zn / Zn2+ // Ag /Ag+ POLO +
d) POLO -Zn / Zn2+ // Ag+ / Ag POLO +
4.Nella serie elettrochimica coppie redox compaiono:
a) scritte nel senso della reazione di riduzione
b)scritte nel senso della reazione di riduzione
c) scritte come equilibri
d) scritte in forma ionica
5. In una cella elettrolitica il catodo:
a) è l’elettrodo positivo in cui avviene la reazione di riduzione
b) è l’elettrodo positivo in cui avviene la reazione di ossidazione
c) è l’elettrodo negativo in cui avviene la reazione di riduzione
d) è l’elettrodo positivo in cui avviene la reazione di ossidazione
Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Orizzontali
Verticali
1. può far avvenire una reazione non spontanea
1. il numero di ...... si ottiene dividendo i
grammi per la massa equivalente
4. acquisto di elettroni
2. quando una
elettroni
5. l'inventore della PIla
6. trasforma energia chimica in elettrica
specie
chimica
cede
3. le sue leggi regolano l'elettrolisi
7. pila con elettrodi formati da Zn e Cu e dalle loro
6. quello salino chiude il circuito di una
soluzioni
pila
8. quelloe lettrochimico esprime la tendenza della una
coppia redox a cedere elettroni ad acquistare elettroni
9. la corrente elettrica è un flusso di..
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Chimica e vita
Chimica generale, Le trasformazioni chimiche
La chimica della vita
Già dalla fine del Settecento, le tecniche analitiche avevano mostrato che le sostanze
definite organiche contenevano costantemente carbonio e idrogeno e spesso anche
ossigeno, azoto e fosforo; tutte erano caratterizzate da una discreta complessità di
composizione e da particolari proprietà, quale ad esempio la combustibilità. Si riteneva
inoltre che i composti organici obbedissero a leggi diverse da quelle della chimica
inorganica e, soprattutto, che fossero prodotti esclusivamente sotto l'influenza della
cosiddetta forza vitale e non potessero quindi essere preparati artificialmente.
Nel 1928 il chimico F.Wohler sintetizzò il primo composto”organico” l'urea, facendo
cadere la distinzione fra le due classi, che fu tuttavia mantenuta pur perdendo il significato
originale. La chimica organica diventava così la chimica dei composti del carbonio Il
mantenimento della distinzione era ed è giustificato dal fatto che tutti i cosiddetti composti
organici contengono il carbonio, che i composti del carbonio sono molto più numerosi
(alcuni milioni) dei composti di tutti gli altri elementi messi insieme e che il carbonio ha
reattività e caratteristiche del tutto particolari, in virtù della propria configurazione
elettronica. anche se in realtà il composto più abbondante negli esseri viventi è inorganico
(H2O) La struttura della cellula, l’unità base dei viventi si basa su quattro classi
fondamentali di composti (biomolecole): glucidi, lipidi, proteine ed acidi nucleici.
La chimica organica
Cenni di biochimica
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
CHIMICA ORGANICA
PREREQUISITI
conoscere i modelli atomici
saper individuare i diversi tipi di legame
OBIETTIVI
conoscere le proprietà dell’atomo di carbonio e la loro importanza per la chimica organica
riconoscere il gruppo funzionale di ogni classe di composti organici
correlare il gruppo funzionale alle proprietà chimico-fisiche generali del composto
conoscere le fonti e gli impieghi di alcune molecole organiche
La chimica del carbonio
Il carbonio è l’elemento della vita
La Chimica organica è la chimica dei composti del carbonio. Il carbonio è il principale costituente di
tutti gli organismi viventi. Oltre al
Un po’ di storia. Friedrich Wöhler
carbonio nei composti organici sono
In passato, i composti chimici erano suddivisi in, inorganici
presenti
altri
elementi
chimici:
e organici, in base alla loro origine. Con il termine
l’ossigeno, l’azoto, l’idrogeno, lo zolfo,
organico si indicavano le sostanze prodotte dagli
il fosforo, gli alogeni.
organismi viventi. Si riteneva che i composti fossero
Il carbonio ha la capacità di legarsi con
prodotti esclusivamente sotto l'influenza della cosiddetta
altri atomi di carbonio con legami
forza vitale e che quindi non potessero essere preparati
semplici, doppi, tripli per formare
artificialmente. Fu Berzelius, nel 1807, il primo a suggerire
catene lineari, ramificate, cicliche in
di chiamare organiche le sostanze come l'olio d'oliva e lo
modo quasi illimitato tanto da formare
zucchero, prodotti caratteristici di organismi, e inorganiche
milioni
di
molecole
organiche
tutte le altre Nel 1828 Friedrich Wöhler (1800-82), allievo
differenti.
di Berzelius, dal cianato d'ammonio (sostanza già
Osserviamo la distribuzione dei sei
all'epoca considerata inorganica, priva di qualsiasi
elettroni dell’orbita esterna dell’atomo
legame con la materia vivente), ottenne l'urea, un
di carbonio:
prodotto di rifiuto che viene eliminato in notevole quantità
insieme all'urina da molti animali, tra i quali l'uomo. Nel
1845, Adolph Wilhelm Hermann Kolbe (1818-84), allievo
di Wohler, realizzò la sintesi dell'acido acetico, a partire
dai semplici elementi costituenti - carbonio, idrogeno e
ossigeno. Alla fine dell’ottocento Pierre Eugène Marcelin
Berthelot (1827-1907) affrontò, in maniera sistematica, la
sintesi dei composti organici, ad esempiol'alcool metilico,
1S
2s
2px
2py
l'alcool etilico, il metano, il benzene e l'acetilene.
Da questa distribuzione degli elettroni
dell’atomo di carbonio risulterebbe una
valenza “due” poiché vi sono solo due elettroni spaiati negli orbitali più esterni. L’unico composto in
cui il carbonio ha valenza due è l’ossido di carbonio C=O. In tutti gli altri composti il carbonio ha
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
valenza “quattro” perché un elettrone dell’orbitale 2s può essere spostato nel 2pz la quantità di
energia necessaria viene guadagnata nella formazione di 4 legami semplici.
Per il fenomeno di ibridazione degli orbitali esterni due orbitali 2s e 2p si combinano per formare 4
orbitali ibridi equivalenti, con quattro elettroni esterni spaiati, in grado perciò di formare 4 legami
covalenti. I 4 orbitali ibridi sono orientati verso i vertici di un tetraedro regolare. Hanno questa
struttura tutti i composti con legami semplici, chiamati saturi.
Il carbonio può formare anche composti che contengono doppi e tripli legami chiamati insaturi
Il legame più resistente alla rottura è quello semplice mentre quello la cui rottura richiede meno
energia è il legame triplo che è il più corto
Pauling per giustificare le forme spaziali dei composti con diversi legami ipotizzò che due o più orbitali
atomici appartenenti tutti allo stesso atomo possono fondersi per formare orbitali detti ibridi,
uguali per forma ed energia ma orientati nello spazio con differenti angolazione. Hanno perso la loro
forma di origine per trovarne una nuova. Nel carbonio combinando un orbitale s e tre p si ottengono
4 orbitali atomici denominati sp3.
sp3
4 orbitali ibridi
Tetraedro (109°)
LEGAME SEMPLICE
Gli angoli dei legami sono di 109° e la figura che si ottiene è un tetraedro.
Un esempio di questo tipo di ibridizzazione si ha nel metano:
Esistono altre due ibridazioni del carbonio: sp2 e sp, presenti dei legami
doppi (etilene) e tripli (acetilene)
Fig : struttura lineare, struttura ramificata e struttura ciclica
sp2
angoli di legame: 120°
3 orbitali
ibridi
LEGAME
DOPPIO
sp
angoli di legame: 180°
2 orbitali
ibridi
Etilene
LEGAME
TRIPLO
Acetilene
La stessa struttura spaziale si ottiene applicando la teoria VSPR . Infatti nel metano un atomo centrale
è circondato da 4 altri atomi (struttura tetraedrica) nell’etano abbiano ciascun atomo di carbonio
circondato da tre altri atomi i (1 un C e 2 H), struttura planare con angoli di 120° e nell’acetilene
ciascun atomo di carbonio circondato da 2 atomi, struttura lineare angolo 180°
Una catena di atomi di carbonio uniti tra loro può dare origine a composti con:
struttura lineare: la catena di atomi di carbonio è disposta in una sola direzione;
struttura ramificata: la catena carboniosa è disposta lungo due direzioni;
struttura ciclica: la catena carboniosa è chiusa su se stessa.
Nelle molecole organiche spesso un gruppo di atomi chiamato gruppo funzionale determina il
comportamento chimico e fisico della molecola, Per questo motivo i composti del carbonio vengono
classificati in base ai gruppi funzionali.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Le formule in chimica organica
Per descrivere un composto organico possiamo utilizzare tre diversi tipi di formule: la formula bruta,
la formula razionale e quella di struttura.
La formula bruta o formula grezza
Indica la composizione ed il numero di atomi che costituiscono un composto organico. Non fornisce
alcuna indicazione su come gli atomi sono tra loro legati.
La formula di struttura
Indica come sono disposti gli atomi nello spazio ed il tipo di legame che li unisce.
Formula bruta, la formula di struttura
Formula
bruta
metano
Formule di struttura
CH4
saccarosio
(zucchero C12H22O11
da tavola)
Formula razionale
E’ simile alla formula di struttura, ma più “snella”: vengono evidenziati solo i legami tra gli atomi di
carbonio.
Formula di struttura
Formula razionale
CH3-CH3
Nei composti organici ad una unica formula grezza possono corrispondere diverse formule di
struttura. Questi composti che hanno al medesima formula bruta, ma differente formula di struttura
vengono detti isomeri. Ad esempio:
CH2=CH-CH2-CH3
e
CH3-CH=CH-CH3
1-butene
2-butene
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Idrocarburi
I più semplici composti binari, costituiti da carbonio e idrogeno, sono gli idrocarburi.
Possono provenire dalla decomposizioni in assenza di ossigeno di resti di piante e costituiscono i gas
naturali ed il petrolio. Si suddividono in idrocarburi alifatici ed idrocarburi aromatici . Gli Idrocarburi
alifatici comprendono:- alcani , alcheni, alchini, idrocarburi ciclo alifatici (ad anello) Il primo gruppo
comprende i composti alifatici (dal greco "aleifar" = olio, grasso), sinonimo di composti a catena aperta
(detti anche aciclici) e gli aliciclici, o ciclici, composti chiusi ad anello, con proprietà relativamente
simili agli alifatici.
Gli idrocarburi alifatici si suddividono a loro volta in alcani, alcheni e alchini.
Gli alcani contengono esclusivamente legami di tipo σ e sono detti pertanto saturi. Sono caratterizzati
da una certa inerzia chimica: il termine alternativo di paraffine (dal latino "parum affinis") deriva
appunto dal fatto che questi composti hanno scarsa tendenza a reagire, perfino con acidi e basi forti.
Quando reagiscono danno principalmente reazioni di sostituzione.
Alcheni e alchini sono invece idrocarburi insaturi, in quanto contengono legami multipli: un doppio
legame gli alcheni, un triplo legame gli alchini. Le loro reazioni caratteristiche sono reazioni di
addizione, che tendono a portare la molecola nella condizione satura, con ibridazione sp3.
Gli idrocarburi sono le molecole di base della chimica organica poiché, oltre ad essere molto
numerosi, tutti gli altri composti si possono considerare come derivati da essi per sostituzione di un
atomo di idrogeno con un cosiddetto
gruppo funzionale, quel gruppo
Una teoria sull'origine della vita sulla terra suppone che sul
chimico, cioè, che conferisce al
pianeta alle origini ci fosse una atmosfera riducente, ricca di
composto proprietà caratteristiche,
metano (CH4), ammoniaca (NH3), idrogeno ed acqua.
diverse da quelle dell'idrocarburo di
Grazie ai raggi ultravioletti del sole e
origine.
alle scariche elettriche dovute ai fulmini, queste molecole,
Gli idrocarburi aromatici sono
poco reattive, avrebbero formato radicali, cioè pezzi di
composti
caratterizzati da proprietà
molecole con elettroni liberi, estremamente reattivi che
chimiche del tutto particolari che,
sarebbero stati in grado di ricomporsi per formare molecole
come vedremo, ne fanno un gruppo
grandi e diverse tra cui le proteine e gli acidi nucleici. Stanley
omogeneo, completamente distinto
e Miller dell'Università di Chicago, nel 1953, simulò le
dagli altri idrocarburi. Gli aromatici in
condizioni dell'atmosfera primitiva, e constatò la formazione
senso stretto sono gli idrocarburi che
di composti organici, compresi gli aminoacidi, costituenti le
contengono almeno un anello
proteine. Ai due scienziati fu assegnato il premio Nobel.
benzenico.
Gli alcani
Gli alcani sono idrocarburi saturi costituiti da carbonio e da idrogeno caratterizzati dalla presenza di
legami semplici tra due atomi di carbonio.
Il loro nome termina con il suffisso “ano”. Il più semplice idrocarburo alifatico appartenente alla
classe degli alcani è il metano CH4, cui seguono etano (C2H6), propano (C3H8) e butano (C4H10).
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Chimica della vita, Chimica organica
metano
etano
propano
butano
CH4
CH3-CH3
CH3-CH2-CH3
CH3-CH2-CH2-CH3
La formula generale per tutti gli alcani che è CnH2n+2
Nomenclatura IUPAC degli Alcani
IUPAC significa International Union of Pure and
Applied Chemistry. Per dare il nome ad un alcano:
1. Si sceglie come struttura base la catena più lunga
possibile.
2. Si considera il composto come derivato da questa
struttura per sostituzione degli atomi di idrogeno
con gruppi alchilici.
3. Si numerano gli atomi di carbonio della catena
principale cominciando dall'estremità che permette
di usare i numeri più bassi per indicare i sostituenti.
4. Se lo stesso gruppo compare più di una volta
come catena laterale, si aggiunge il prefisso di-, tri-,
tetra- etc.
5. Se vi sono gruppi alchilici diversi legati alla
catena principale, si elencano in ordine di
grandezza crescente (prima i metili, poi gli etili, i
propili, i butili etc.).
Ad esempio se vogliamo scrivere un
idrocarburo con otto atomi di carbonio, un
ottano, n=8, la formula grezza sarà: C8H18
,quella razionale:
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
che si può scrivere anche
CH3-(CH2)6-CH3
I termini successivi vengono chiamati
genericamente n-ano (dove n = penta, esa,
epta, otta etc.).
A partire dal butano possiamo avere per una
formula grezza più formule di struttura,
isomere. Il butano ha due isomeri: normal
butano (n-butano) e isobutano (o 2metilpropano).
Si definisce "normale" la struttura lineare, mentre si parla di forme "iso" quando la catena è ramificata e
più precisamente quando, comunque si consideri la molecola, la massima lunghezza è sempre la
stessa: le forme iso degli alcani portano sempre un metile laterale legato al secondo carbonio della
catena normale.
I gruppi o radicali alchilici (R-) derivano da un alcano per perdita di un idrogeno. Sono
composti altamente reattivi perché presentano un valenza libera.
Un generico gruppo alchilico si indica comunemente con una R. Il nome di questi gruppi si ottiene
semplicemente sostituendo con -ile il suffisso -ano dell'alcano corrispondente:
CH4 metano
CH3-CH3 etano
CH3-CH2-CH3 propano
CH3.- radicale metilico
CH3-CH2.- radicale etilco
CH3-CH2-CH2- propile
Classificazione degli atomi di carbonio
È spesso utile classificare un atomo di carbonio di un alcano in base al numero di altri atomi di
carbonio a cui è legato.
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Chimica della vita, Chimica organica
Un atomo di carbonio potrà quindi essere definito primario, secondario, terziario o quaternario, a
seconda che leghi uno, due, tre o quattro altri atomi di carbonio.
Come abbiamo già detto 4 atomi di idrogeno del metano sono disposti al vertice di un tetraedro al cui
centro si trova il carbonio. Gli altri alcani si ottengono dal metano per sostituzione dell’atomo di
idrogeno con il gruppo metile (-CH3) o per sostituzione con altri gruppi alchilici. Il composto
successivo al metano è l’etano C2H6. Sostituendo un atomo di idrogeno dell’etano con un gruppo
CH3 si ottiene l’alcano successivo, il propano C3H8 e successivamente il butano C4H10.
Dal quinto atomo di carbonio in poi la nomenclatura degli alcani assume un prefisso che deriva dal
greco e avremo il pentano, l’esano, l’eptano ecc…
A causa dei forti legami C-C e C-H e a causa dell’assenza di gruppi funzionali nella loro molecola gli
alcani sono composti stabili e perciò scarsamente reattivi: possono dare reazioni di sostituzione ad
esempio con atomi di alogeni (cloro, bromo, iodio ecc…). Per sostituzione di un atomo di idrogeno
con un atomo di cloro si ottiene CH3Cl.
CH4+Cl2→ HCl + CH3Cl
Metano+cloro → acido cloridrico+monoclorometano
Un’altra tipica reazione degli alcani è il cracking o piroscissione.
Quando gli alcani vengono riscaldati ad alte temperature (400-600 °C) il calore determina la scissione
della molecola. Questa reazione è utilizzata nell’industria petrolifera per ottenere idrocarburi a catena
breve partendo da idrocarburi a catena più lunga.
Il C legato agli atomi di H ha uno stato di riduzione elevato ed è per questo che gli idrocarburi sono
ottimi combustibili. La loro ossidazione (combustione) libera grandi quantità di energia. La
combustione non è altro che una reazione spontanea in cui un combustibile reagisce con l'ossigeno
per formare anidride carbonica e acqua. Questa reazione, superata una barriera energetica di
attivazione, è fortemente esoergonica e libera una notevole quantità d'energia, che può essere
utilizzata a scopo domestico, per il riscaldamento, e a livello industriale per il funzionamento delle
centrali elettriche.
CH4 + O2 → CO2 + 2H2O + Kcal
La frammentazione e l’ossidazione parziale degli alcani può determinare la formazione di monossido
di carbonio e di altri inquinanti. Per evitare queste gravi forme di inquinamento è necessario che la
combustione sia totale: la presenza di “fumo nero” è indice di una combustione parziale.
La maggiore fonte di alcani è il petrolio.
Gli alcheni
Gli alcheni sono gli idrocarburi caratterizzati dalla presenza di un doppio legame carbonio-carbonio.
Il primo termine della serie è l'etene, o etilene: CH2=CH2
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La formula generale degli alcheni è :CnH2n
Gli alcheni sono idrocarburi alifatici con un doppio legame tra due atomi di carbonio. La loro
nomenclatura è simile a quella degli alcani con il suffisso “ene”: l’etilene CH2=CH2, il propilene
CH2=CH-CH3. Il doppio legame carbonio-carbonio è formato da un legame σ forte (energia di legame
83 kcal/mole), derivante dalla sovrapposizione di due orbitali sp2 dei due atomi di carbonio e da un
più debole legame π (energia di legame 62 kcal/mole), dovuto alla parziale sovrapposizione dei due
orbitali p non ibridati. Il doppio legame è quindi più forte di un legame semplice (145 contro 83
kcal/mole) e la distanza di legame risulta inferiore (1.34 contro 1.54 Å).
I termini successivi di questa famiglia di idrocarburi sono:
Propene, o propilene: CH2=CH–CH3
Butene, o butilene: CH2=CH–CH2–CH3
La presenza del doppio legame rende rigida la molecola che non può ruotare attorno al doppio
legame, come avviene nel legame semplice. Oltre all’isomeria di struttura è perciò presente
un’isomeria geometrica. Gli isomeri geometrici spesso presentano caratteristiche chimico-fisiche tra
loro differenti. Nella forma cis i due gruppi sostituenti sono dalla stessa parte della molecola; nella
forma trans i due gruppi sono da parti opposte. il butene può esistere come 1-butene o 2-butene; il 2butene può a sua volta esistere in tre strutture diverse (l'isobutene non è in realtà un 2-butene, ma
piuttosto un 2-metil propene):
Nomenclatura IUPAC degli alcheni
Le regole di nomenclatura seguono lo schema già
indicato per gli alcani. Gli alcheni prendono il nome
dai corrispondenti alcani di pari numero di atomi di
carbonio: è sufficiente sostituire la desinenza –ano
con –ene se abbiamo almeno un doppi legame. La
numerazione della catena idrocarburica è legata
alla posizione del doppio legame (il gruppo
funzionale degli alcheni): si deve infatti numerare
la catena in modo che il primo carbonio impegnato
nel doppio legame abbia il numero più basso
possibile.
Alcuni radicali alchenilici caratteristici sono: vinile
(CH2=CH–) e allile (CH2=CH–CH2–) che hanno
nomi non derivati dai corrispondenti alcani e
dovrebbero essere ricordati poiché sono spesso usati
nella nomenclatura di alcuni alcheni-derivati (vedi
ad esempio l'alcol vinilico)
Se osserviamo bene, possiamo notare che la
loro isomeria è dovuta all'impossibilità di
libera rotazione intorno al doppio legame
carbonio-carbonio. Questo tipo di isomeria si
definisce isomeria geometrica e quindi i 2buteni sono isomeri geometrici.
Gli alcheni possono dare reazioni di addizioni
sul doppio legame. Aggiungendo idrogeno si
può ottenere da un idrocarburo insaturo il
corrispondente saturo: questo processo è
utilizzato nell’industria alimentare per
produrre i così detti grassi idrogenati con
caratteristiche simili al burro da prodotti
vegetali (oli di palma, palmisti) insaturi: si
ottengono così le margarine. Un’altra reazioni
di addizione degli alcheni particolarmente utilizzata a livello industriale è la polimerizzazione in
cui si ottengono lunghissime catene o polimeri che costituiscono la base per le materie plastiche. Per
polimerizzazione si intende la reazione nella quale più molecole si uniscono per formare
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macromolecole (polimeri) nei quali le unità di base si ripetono in modo regolare. Un esempio di
prodotto di polimerizzazione è il polietilene che, grazie alle sue caratteristiche di resistenza agli urti e
agli agenti chimici e grazie alla sua flessibilità viene utilizzato per gli imballaggi degli alimenti, nella
produzione di film e di contenitori ed in campo elettrotecnico.
etino
propino
butino
Alchini
Sono caratterizzati dalla presenza di un triplo legame -C≡C- tra due atomi di carbonio. La
loro formula bruta generale è: Cn H2n-2. La loro nomenclatura prende il prefisso
degli alcani ed il suffisso “ino. Il più semplice è l’etino o acetilene C2H2. Le proprietà chimiche degli
alchini dipendono dalla presenza del triplo legame. Possono dare reazioni di addizione d’idrogeno e di
alogeni. L’acetilene è utilizzato a livello industriale nella preparazione di numerosi polimeri e di fibre
sintetiche.
Idrocarburi cicloalifatici
Sono idrocarburi alifatici, ma a catena chiusa. Possono essere cicloalcani, cicloalcheni o cicloalchini in
relazione ai rispettivi composti di partenza. Il loro nome deriva da quello dell’idrocarburo a catena
aperta corrispondente preceduto dal prefisso “ciclo”. Possiedono due atomi di idrogeno in meno
rispetto al composto a catena aperta a causa della ciclizzazione della catena.
Ciclopropano : C3H6
CH2 – CH2
CH2
Ciclobutano : C4H8
CH2 - CH2
CH2 - CH2
Ciclopentano : C5H10
CH2 – CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
Cicloesano : C6H12
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
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Le proprietà chimico-fisiche degli idrocarburi cicloalifatici sono simili a quelle degli analoghi non
ciclizzati, con la differenza che la forma ciclica presenta una maggiore reattività e tende facilmente ad
aprirsi.
Idrocarburi aromatici
Il nome di questi composti deriva dal loro caratteristico odore od aroma. Il composto di base più
importante fu scoperto nel 1825 e fu chiamato benzene, C6H6. Per molti anni gli studiosi cercarono
di definire, in base alle caratteristiche chimiche e fisiche del benzene, quale fosse la sua formula di
struttura. Nel 1865 un chimico tedesco Kekulè propose per il benzene una formula ad esagono regolare
con gli atomi di carbonio uniti da tre legami semplici e tre legami doppi intercalati. In realtà il chimico
tedesco propose due formule di struttura equivalenti tra loro:
Fig. Formule del benzene
Si dice in questo caso che la molecola è un ibrido di risonanza fra due forme limite, nessuna delle
quali è di per sé adeguata a rappresentarne la struttura reale. Quando si dice che il benzene è un ibrido
di risonanza fra due strutture, non significa che è costituito da metà dell'una e da metà dell'altra, o che
passa la metà del suo tempo in una configurazione e metà nell'altra: le due forme limite in realtà non
esistono. E’ stato dimostrato sperimentalmente che tutti i legami carbonio - carbonio sono equivalenti
ed hanno una lunghezza ed una energia intermedia tra quella di un legame semplice e quella di un
legame doppio (~140 nm). Ogni atomo di carbonio ha ibridazione sp2 e quindi una struttura planare
triangolare con angoli di legame di 120°.
I rimanenti orbitali p di ogni atomo di carbonio con un elettrone ciascuno) sono perpendicolari al
piano e paralleli fra loro ed si sovrappongono lateralmente con formazione di una “nuvola” sopra e di
una sotto il piano in cui sono contenuti i 6 atomi di C.
Si dice che i doppi ed i singoli legami non sono in una posizione fissa, ma sono delocalizzati su tutta la
molecola ed interessano tutti e sei gli atomi di carbonio. Per questo motivo una schematizzazione
frequentemente usata è quella riportata in fig. dove il cerchio indica la nuvola di elettroni egualmente
distribuita su tutto il composto.
Formula del benzene
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La struttura del benzene conferisce al composto un’elevata stabilità. Il benzene è utilizzato come
solvente ed è un composto tossico per l’uomo, con attività cancerogena
A differenza degli idrocarburi insaturi che danno reazioni di addizione, il benzene dà reazioni di
sostituzione, perché non alterano la struttura aromatica del composto, la distribuzione delocalizzata
degli elettroni. Possono così essere introdotti nell’anello del benzene direttamente diversi sostituenti,
i quali possono poi essere successivamente trasformati in altri gruppi.
benzene
toluene
stirene
CH3
CH=CH2
cumene
CH-(CH3)2
Alcuni composti aromatici derivati dal benzene
Gli idrocarburi aromatici possono essere policiclici, in strutture in cui due o più anelli sono tra loro
legati. Tra questi è ben nota la naftalina, C10H8, utilizzata come potente germicida, per il suo
particolare odore.
Formula della naftalina, dell’antracene.
Tre anelli di benzene danno origine all’antracene, C14H10, utilizzato per preparare i coloranti
sintetici. Un composto aromatico presente nel fumo di sigaretta è il benzopirene, C20H12, ritenuto
un composto ad alto potenziale cancerogeno.
Gruppi funzionali
Per gruppo funzionale si intende un gruppo di atomi che determina le proprietà chimico-fisiche e la
reattività di un composto. I composti che contengono lo stesso gruppo funzionale, hanno
caratteristiche molto simili fra loro, tanto da costituire una classe di composti organici. Ad esempio, il
gruppo –COOH (carbossilico) caratterizza la classe degli acidi carbossilici, tutti composti con proprietà
acide; il doppio legame carbonio-carbonio può essere considerato il gruppo funzionale degli alcheni,
tutti caratterizzati dal fatto di dare reazioni di addizione e così via. Nella tabella ……sono riassunti i
gruppi funzionali tipici delle principali classi di composti organici. Esistono importanti composti che
contengono due gruppi funzionali uniti tra loro, come ad esempio gli eteri e gli esteri. Diversi
composti organici possono contenere due o più gruppi funzionali, come ad esempio gli idrossiacidi
(ossidrile + carbossilico), i chetoacidi (chetonico + carbossilico), gli amminoacidi (amminico +
carbossilico), i carboidrati (aldeidico o chetonico + due o più ossidrili).
Famiglia
Gruppo
funzionale
Desinenza
(suffisso)
Alcani
-H
-ano
Alcheni
alchenilico
(legame doppio)
-ene
en-
Alchini
alchinico
(legame triplo)
-ino
in-
ossidrile
-OH
-olo
Alcoli
Struttura
R-OH
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Prefisso
Esempio
etano
(CH3-CH3)
-
idrossi-
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etene
(CH2=CH2)
etino
(CH≡CH)
etanolo
(CH3-CH2OH)
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Chimica della vita, Chimica organica
idrossietano
Fenoli
Tioli
(Tioalcoli
o
Mercaptani)
Ar-OH
(Ph-OH)
ossidrile
-OH
R-SH
solfidrile
-SH
Acidi
carbossilici
fenolo
-olo
idrossibenzene
-tiolo
carbonile
carbonile
osso(formil-)
osso(cheto-)
-one
(-chetone)
Chetoni
estereo
R-COO-
R―O―R’
carbossi(**)
-ale
(-aldeide)
(-carbaldeide)
Aldeidi
Eteri
mercapto(solfanil-)
acido -oico
(-carbossilico)
carbossile
-COOH
Esteri
idrossi-
-oato di alchile
etereo
R-O-
etere -ilico
amminico
-NH2
>NH
>N-
(alchil)
ammina
(alc)ossi- osso(*)
(alc)ossicarbonilcarbossi(alchil)(**)
metantiolo
(CH3-SH)
mercaptometano
acido pentanoico
(acido
pentancarbossilico)
(CH3-(CH2)3COOH)
1-carbossibutano
esanale
(esaldeide)
(esancarbaldeide)
(CH3-(CH2)4-CHO)
1-ossoesano
1-formilesano
propanone
(dimetilchetone)
(CH3-CO-CH3)
2-chetopropano
2-ossopropano
propanoato di metile
(CH3CH2-COOCH3)
metossicarboniletano
carbossimetiletano
(alc)ossi-
etere metiletilico
(CH3-O-CH2-CH3)
metossietano
ammino-
metilammina
(CH3- NH2)
amminometano
R―NH2
primarie
Ammine
secondarie
-
terziarie
Ammidi
ammidico
-CONH2
-ammide
carbamoil
(**)
osso- ammino(*)
etanammide
CH3-CONH2
carbamoilmetano
1,1-ossoamminoetano
Composti organici contenenti ossigeno
Dopo il carbonio e l’idrogeno, l’elemento più diffuso è l’ossigeno. L’ossigeno può formare due legami
covalenti e dare origine a:
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Chimica della vita, Chimica organica
Alcoli R-OH, Aldeidi RCHO, Chetoni R-CO-R’, Acidi carbossilici R-COOH, Esteri R- COO-R ‘
Gli alcoli
Gli alcoli sono composti ternari, costituiti da carbonio, idrogeno ed ossigeno (C, H, O). Si ottengono
sostituendo un idrogeno con il gruppo funzionale ossidrilico –OH. La formula generica degli alcoli è
R-OH dove R è un radicale alchilico.
Per la nomenclatura si utilizza la nomenclatura dell’alcano corrispondente con il suffisso “olo”.
CH3-OH metanolo o alcol metilico
CH3-CH2-OH etanolo o alcol etilico
Nella catena di atomi di carbonio il gruppo OH può assumere diverse posizioni e dare origine ai
cosiddetti isomeri di posizione.
Es. CH3-CH-CH2-CH3
o
CH3-CH2-CH-CH3
|
|
OH
OH
2-butanolo
3-butanolo
Formula
Nome IUPAC
Nome comune
CH3CH2OH
Etanolo
Alcol Etilico
CH3CH2CH2-OH
Propan-1-olo
alcol n-propilico
CH3CH-OH-CH3
Propan-2-olo
Alcol isopropilico
Esempi di alcoli
In base alla struttura chimica, gli alcoli sono classificati come primari, secondari o terziari in funzione
del numero di radicali alchilici legati all'atomo di carbonio cui è legato il gruppo –OH
Gli alcoli con catene non molto lunghe sono, a temperatura ambiente, liquidi incolori con odori
caratteristici e miscibili con l'acqua.
I due più importanti alcoli con un solo gruppo OH sono il metanolo e l’etanolo.
Il metanolo , o spirito di legno, è un liquido con un odore gradevole, estremamente tossico che, anche
a basse dosi, provoca cecità e morte. E’ usato come solvente e come carburante nell’industria chimica.
L’etanolo, o spirito di vino, è un liquido incolore che viene utilizzato nell’industria dei liquori, dei
profumi, nell’industria farmaceutica. E’ l’unico alcol che è tollerato dal nostro organismo ad una
quantità di 1 grammo per Kg di peso corporeo. Se assunto in dosi elevate ed in modo cronico può dare
fenomeni di tossicità e di alcolismo. L’etanolo si ottiene per fermentazione degli zuccheri semplici in
presenza di lieviti della classe Saccaromyces. La reazione può essere così schematizzata:
lieviti
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
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Chimica della vita, Chimica organica
Nell’industria può essere ottenuto per addizione di acqua all’etilene:
CH2=CH2 + H2O → CH3-CH2-OH
Aldeidi e chetoni
Le aldeidi e i chetoni sono composti ternari. Il loro gruppo funzionale è il gruppo C=O, il gruppo
carbonilico.
Nelle aldeidi un gruppo carbonilico è legato a uno o a due atomi di idrogeno e a non più di un radicale
alchilico, secondo la formula generale :
Nei chetoni il gruppo carbonile è legato direttamente a due radicali alchilici , secondo la formula:
Le aldeidi hanno almeno un atomo di idrogeno legato al carbonio del gruppo carbonilico.
La formula generale di un aldeide è : R-CHO; o Ar-CHO dove R indica un gruppo alchilico e Ar indica
un gruppo arilico.
Per la nomenclatura delle aldeidi al prefisso degli alcani viene aggiunto il suffisso “ale”.
H-CHO
metanale
CH3-CHO
etanale o aldeide acetica
C6H5-CHO
benzaldeide
Aldeidi e chetoni in natura
Aldeidi e chetoni sono diffusi in natura e sono noti per il loro
caratteristico odore. Tra le aldeidi, ad esempio, vi è la citronella
presente nel limone e l’aldeide vanillina nella vanillina.
Tra i chetoni sono presenti in natura la canfora ed il carvone
presente nell’olio di cumino.
Alcune aldeidi e chetoni trovano un largo impiego nell’industria
chimica.. La formalina è l’aldeide formica o metanale e viene
ottenuta a livello industriale per ossidazione del metanolo.
H-CH2-OH+ ½ O2 → H-CHO + H2O
Il nome dell’aldeide formica deriva dall’acido formico che si
trova nelle formiche rosse e che si ottiene per ossidazione della
corrispondente aldeide.
La formalina viene commercializzata come disinfettante,
antisettico e conservante. Il lisoformio è una soluzione al 7,5%
di formalina in un sapone liquido ed è utilizzato come
soluzione disinfettante. La soluzione di formalina al 37% viene
utilizzata sia come conservante, per mantenere i preparati
anatomici, che come antisettico.
L’acetone, CH3-CO-CH3 è il chetone più semplice e viene usato
come solvente nell’industria chimica: è in grado di sciogliere
sostanze organiche come vernici, resine e smalti.
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Le aldeidi si ottengono per
ossidazione di un alcol primario:
RCH2OH
+ ½ O2-->
RCHO+H2O
I chetoni hanno gruppi alchilici o
arilici legati al carbonio del gruppo
carbonile e non hanno atomi di
idrogeno. La formula generale di
un chetone è:
R-CO-R’; Ar-CO-R o Ar-CO-Ar’
Per la nomenclatura dei chetoni al
prefisso degli alcani viene aggiunto
il suffisso “one”.
I chetoni si ottengono per
ossidazione di un alcol secondario.
R
R
\
\
CHOH +1/2 O2
--> C=O +
H2O
/
/
R'
R'
Reazione di ossidazione di un alcol
secondario
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Il gruppo carbonilico conferisce alle aldeidi e ai chetoni una notevole reattività: il doppio legame C=O
è responsabile di molte reazioni di addizione. Il carbonio del gruppo carbonilico ha una struttura
planare trigonale con angoli di legame di 120 °C. Gli atomi di carbonio e di ossigeno presentano una
elettronegatività molto differente e questo comporta una distribuzione di cariche sui due atomi non
simmetrica, ma polarizzata. Più precisamente, l’atomo di carbonio assume una parziale carica positiva
(+), m en t re l’
at o m o d i o ssigen o assu m e u n a p arziale carica n egat iva -
().
Questa distribuzione di carica comporta che l’atomo di carbonio possa essere attaccato da reagenti di
tipo nucleofilo, cioè da reagenti ricchi di elettroni. La reazione tipica delle aldeidi e dei chetoni è
infatti l’addizione nucleofila. Un esempio di addizione nucleofila è l’addizione di alcoli. Gli alcoli
tenderanno a legare la parte negativa, il doppietto dell’ossigeno al carbonio carbonilico e la parte
positiva , l’idrogeno, all’ossigeno.
Acidi carbossilici
Gli acidi carbossilici sono gli acidi organici più importanti, composti ternari caratterizzati dal gruppo
funzionale carbossilico, COOH. La formula bruta generale degli acidi carbossilici è R-COOH o ArCOOH dove R è un gruppo alchilico ed Ar è un gruppo arilico (derivato dal benzene).
Acidi e frutta.
Gli acidi organici fanno parte di co-enzimi contenuti
soprattutto negli Agrumi, nell'Uva, nella Mela, nella
Pera, nel Mirtillo, nella Mora, e in altra Frutta di
bosco,
hanno
un
importante
ruolo
nell’alimentazione. I principali sono: l'acido malico,
l'acido citrico, l'acido tartarico, l'acido tannico
presenti in proporzioni variabili tra loro, e
responsabili quindi dei diversi sapori che vengono
dati alla frutta. Questi acidi, contrariamente ai
luoghi comuni, una volta assorbiti dall'intestino e
passati nel circolo sanguigno, non hanno affatto
un'azione
acidificante
ma,
al
contrario,
alcalinizzante. Sono "acidi deboli", spesso nel
metabolismo sono trasformati in acido carbonico.
Quest'ultimo si combina con il Sodio e, soprattutto,
con il Potassio, formando carbonati e bicarbonati.
Si può notare che il gruppo funzionale
carbossilico è costituito da un gruppo
carbonilico ed un gruppo ossidrilico.
La nomenclatura degli acid carbossilici si
ottiene dal prefisso degli alcani e dal suffisso
“oico”
H-COOH acido metanoico o acido formico
CH3-COOH acido etanoico o acetico.
Gli acidi carbossilici spesso vengono indicati
con nomi che si riferiscono alla loro
provenienza naturale. Ad esempio, l’acido
butirrico ricorda l’odore del burro rancido,
l’acido formico ricorda i morsi delle formiche
rosse, l’acido acetico ricorda l’aceto e così via.
Gli acidi carbossilici hanno proprietà acide
poiché sono in grado di liberare ioni H+ dal
gruppo ossidrilico contenuto nel carbossile
Gli acidi carbossilici sono acidi deboli ed in
acqua si dissociano secondo la reazione:
R-COOH + H2O→ R-COO- + H3O+
Gli acidi con un numero di atomi di carbonio superiore ai quattro assumono caratteristiche acidograsse e vengono perciò definiti acidi grassi. Gli acidi grassi possono essere suddivisi in
acidi grassi saturi. Nella catena di atomi di carbonio vi sono solo legami semplici;
acidi grassi insaturi quando sono presenti doppi legami.
L’acido acetico si ottiene dalla trasformazione dell’alcol etilico contenuto nel vino a bassa gradazione
alcolica in un processo di fermentazione che richiede la presenza di ossigeno e di microrganismi
(Acetobacter, Mycoderma aceti). Le colonie di questi microrganismi costituiscono la “madre
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dell’aceto” e contengono enzimi in grado di ossidare l’alcol etilico contenuto nel vino in presenza di
ossigeno. La reazione di fermentazione che dall’alcol etilico produce acido acetico è la seguente:
fermentazione acetica
CH3-CH2-OH + O2 → CH3-COOH + H2O
L’acido acetico è utilizzato come conservante (E260), nell’industria chimica dei coloranti e nella
preparazione di fibre artificiali.
Acidi bicarbossilici
Nei composti organici possono essere presenti anche due gruppi carbossilici: in questo caso si hanno
gli acidi bicarbossilici. In tal caso per la nomenclatura si utilizza la desinenza “dioico”. Ad esempio:
COOH-COOH acido ossalico o acido etandioico
COOH-CH2-COOH acido malonico, o acido propandioico, contenuto nel succo della bietola;
COOH-(CH2)4-COOH acido adipico o acido esandioico.
Ossiacidi
Sono composti che possiedono sia il gruppo carbossilico (COOH) sia il gruppo funzionale ossidrilico (OH).
I più importanti ossiacidi sono l’acido lattico, l’acido malico, l’acido tartarico e l’acido citrico,
contenuto negli gli agrumi.
Chetoacidi
Sono composti che contengono contemporaneamente sia il gruppo funzionale carbossilico COOH sia
il gruppo carbonilico (C=O).
Esteri
Gli esteri sono composti organici con la seguente formula bruta generale:
R-COOR’
Per la nomenclatura si elimina la parola “acido” dal nome dell’acido carbossilico e si cambia il suffisso
“ico” in “ato” e lo si fa seguire dal nome del radicale . Ad esempio:
CH3COOCH3 acetato di metile
Gli esteri si formano per reazione di esterificazione tra un acido carbossilico ed un alcol
CH3OH + CH3COOH → CH3COOCH3 + H2O
Metanolo + acido acetico →
acetato di metile
Gli esteri sono composti insolubili in acqua ed hanno un odore penetrante e gradevole e le miscele di
esteri vengono utilizzate come essenze aromatizzanti. Vengono inoltre usati anche come solventi per
le vernici. Alcuni esteri sono responsabili dell’ aroma di frutta
Le cere
Se l’alcol e l’acido hanno un numero di atomi di carbonio superiore a 20 nella reazione di
esterificazione si formano le cere che sono diffuse sia nel regno vegetale (patine protettive dei frutti)
sia nel regno animale (cere d’api).
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Chimica e letteratura
Leggi il bellissimo racconto “Il carbonio” da “Il sistema periodico” di Primo Levi. Riassumilo.
Aiutandoti con enciclopedie e/o con Internet cerca di ricostruire tutte le tappe della storia dell’atomo
di carbonio e di “inventarne” delle altre.
Il lettore, a questo punto, si sarà accorto da un pezzo che questo non è un trattato di chimica: la mia
presunzione non giunge a tanto, “ma voix est foibe, et même un peu profane”. Non è neppure un
autobiografia, se non nei punti parziali e simbolici in cui è un’autobiografia ogni scritto, anzi, ogni opera
umana: ma storia in qualche modo è pure. E’, o avrebbe voluto essere, una microstoria, la storia di un
mestiere e delle sue sconfitte, vittorie e miserie, quale ognuno desidera raccontare quando sente prossimo a
conchiudersi l’arco della propria carriera, e l’arte cessa di essere lunga. Giunto a questo punto della vita,
quale chimico, davanti alla tabella del Sistema Periodico, o agli indici monumentali del Beilstein o del
Landolt, non vi ravvisa sparsi i tristi brandelli, o i trofei del propri passato professionale ? Non ha che da
sfogliare un qualsiasi trattato, e le memorie sorgono a grappoli: c’è fra noi chi ha legato il suo destino,
indelebilmente al bromo, o al propilene, o al gruppo –NCO o all’acido glutammico; ed ogni studente in
chimica, davanti a un qualsiasi trattato, dovrebbe essere consapevole che in una di quelle pagine, forse in
una sola riga, o formula o parola, sta scritto il suo avvenire, in caratteri indecifrabili, ma che diverranno
chiari “poi”: dopo il successo o l’errore o la colpa, la vittoria o la disfatta. Ogni chimico non più giovane,
riaprendo alla pagina “verhängnisvoll” quel medesimo trattato è percorso da amore o disgusto, si rallegra o
dispera.
Così avviene, dunque, che ogni elemento dica qualcosa a qualcuno (a ciascuno una cosa diversa),
come le valli o le spiagge visitate in giovinezza: si deve forse fare un’eccezione per il carbonio, perché dice
tutto a tutti, e cioè non è specifico, allo stesso modo che Adamo non è specifico come antenato; a meno che
non si trovi oggi (perché no?) il chimico-stilita che ha dedicato la sua vita alla grafite o al diamante. Eppure,
proprio verso il carbonio ho un vecchio debito, contratto in giorni per me risolutivi. Al carbonio, elemento
della vita, era rivolto il mio primo sogno letterario, insistentemente sognato in un’ora e in un luogo nei quali
la mia vita non valeva molto: ecco, volevo raccontare la storia di un atomo di carbonio.
E’ lecito parlare di “un certo” atomo di carbonio? Per il chimico esiste qualche dubbio, perché non si
conoscono fino ad oggi (1970) tecniche che consentano di vedere, o comunque isolare, un singolo atomo;
nessun dubbio esiste per il narratore, il quale pertanto si dispone a narrare.
Il nostro personaggio giace dunque da centinaia di milioni di anni, legato a tre atomi d’ossigeno e a uno di
calcio, sotto forma di roccia calcarea: ha già una lunghissima storia cosmica alle spalle ma la ignoreremo.
Per lui il tempo non esiste, o esiste solo sotto forma di pigre variazioni di temperatura, giornaliere e
stagionali, se, per la fortuna di questo racconto, la sua giacitura non è troppo lontana dalla superficie del
suolo. La sua esistenza, alla cui monotonia non si può pensare senza orrore, è un’alternanza spietata di
caldi e di freddi, e cioè di oscillazioni (sempre di ugual frequenza) un po’ più strette o un po’ più ampie: una
prigionia, per lui potenzialmente vivo, degna dell’inferno cattolico. A lui, fino a questo momento, si addice il
tempo presente, che è quello della descrizione, anziché uno dei passati, che sono i tempi di chi racconta: è
congelato in un eterno presente, appena scalfito dai fremiti moderati dell’agitazione termica.
Ma appunto per la fortuna di chi racconta, che in caso diverso avrebbe finito di raccontare, il banco calcareo
di cui l’atomo fa parte giace in superficie. Giace alla portata dell’uomo e del suo piccone (onore al piccone e
ai suoi più moderni equivalenti: essi sono tutt’ora i più importanti intermediari nel millenario dialogo fra gli
elementi e l’uomo): in un qualsiasi momento, che io narratore decido per puro arbitrio essere nell’anno
1840, un colpo di piccone lo staccò e gli diede l’avvio verso il forno a calce, precipitandolo nel mondo delle
cose che mutano. Venne arrostito affinché si separasse dal calcio, il quale rimase per così dire con i piedi per
terra e andò incontro a un destino meno brillante che non narreremo; lui, tuttora fermamente abbarbicato a
due dei tre suoi compagni ossigeni di prima, uscì per il camino e prese la via dell’aria. La sua storia, da
immobile, si fece tumultuosa.
Fu colto dal vento, abbattuto al suolo, sollevato a dieci chilometri. Fu respirato da un falco, discese
nei suoi polmoni precipitosi, ma non penetrò nel suo sangue ricco, e fu espulso. Si scolse per tre volte
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nell’acqua del mare, una volta nell’acqua di un torrente in cascata, e ancora fu espulso. Viaggiò col vento
per otto anni, ora alto, ora basso, sul mare e fra le nubi, sopra foreste, deserti e smisurate distese di ghiaccio;
poi incappò nella cattura e nell’avventura organica.
Il carbonio, infatti, è un elemento singolare: è il solo che sappia legarsi con se stesso in lunghe catene
stabili senza grande spesa di energia, ed alla vita sulla terra (la sola che finora conosciamo) occorrono
appunto lunghe catene. Perciò il carbonio è l’elemento chiave della sostanza vivente: ma la sua promozione,
il suo ingresso nel mondo vivo, non è agevole, e deve seguire un cammino obbligato, intricato, chiarito (e
non ancora definitivamente) solo in questi ultimi anni. Se l’organicazione del carbonio non si svolgesse
quotidianamente intorno a noi, sulla scala dei miliardi di tonnellate alla settimana, dovunque affiori il verde
di una foglia le spetterebbe a pieno diritto il nome di miracolo. L’atomo di cui parliamo, accompagnato dai
suoi due satelliti che lo mantenevano allo stato di gas, fu dunque condotto dal vento, nell’anno 1848, lungo
un filare di viti. Ebbe la fortuna di rasentare una foglia, di penetrarvi, e di essere inchiodato da un raggio di
sole. Se qui il mio linguaggio si fa impreciso ed allusivo, non è solo per mia ignoranza: questo avvenimento
decisivo, questo fulmineo lavoro a tre, dell’anidride carbonica, della luce e del verde vegetale, non è stato
ancora descritto in termini definitivi, e forse non lo sarà per molto tempo ancora, tanto esso è diverso da
quell’altra chimica “organica” che è opera ingombrante, lenta e ponderosa dell’uomo: eppure questa
chimica fine e svelta è stata “inventata” due o tre miliardi d’anni addietro dalle nostre sorelle silenziose, le
piante, che non sperimentano e non discutono, e la cui temperatura è identica a quella dell’ambiente in cui
vivono. Se comprendere vale farsi un’immagine, non ci faremo mai un’immagine di uno happening la cui
scala è il milionesimo di millimetro, il cui ritmo è il milionesimo di secondo, ed i cui attori sono per loro
essenza invisibili. Ogni descrizione verbale sarà mancante, ed una varrà l’altra: valga quindi la seguente.
Entra nella foglia, collidendo con altre innumerevoli (ma qui inutili) molecole di azoto e ossigeno.
Aderisce a una grossa e complicata molecola che lo attiva, e simultaneamente riceve il decisivo messaggio
dal cielo sotto la forma folgorante di un pacchetto di luce solare: in un istante, come un insetto preda del
ragno, viene separato dal suo ossigeno, combinato con idrogeno e (si crede) fosforo, ed infine inserito in una
catena, lunga o breve non importa, ma è la catena della vita. Tutto questo avviene rapidamente, in silenzio,
alla temperatura e pressione dell’atmosfera, e gratis: cari colleghi, quando impareremo a fare altrettanto
saremo “sicut Deus”, ed avremo anche risolto il problema della fame nel mondo.
Ma c’è di più e di peggio, a scorno nostro e della nostra arte. L’anidride carbonica, e cioè la forma
aerea del carbonio, di cui abbiamo finora parlato: questo gas che costituisce la materia prima della vitala
scorta permanente a cui tutto ciò che cresce attinge, e il destino ultimo di ogni carne, non è uno dei
componenti principali dell’aria, bensì un rimasuglio ridicolo, un’”impurezza” trenta volte meno abbondante
dell’argon di cui nessuno si accorge. L’aria ne contiene il 0,03 per cento: se l’Italia fosse l’aria, i soli italiani
abilitati ad edificare la vita sarebbero ad esempio i 15000 abitanti di Milazzo, in provincia di Messina.
Questo, in scala umana, è un’acrobazia ironica, uno scherzo da giocoliere, una incomprensibile ostentazione
di onnipotenza-prepotenza, poiché da questa sempre rinnovata impurezza dell’aria veniamo noi: noi
animali e noi piante, e noi specie umana, coi nostri quattro miliardi di opinioni discordi, i nostri millenni di
storia, le nostre guerre e vergogne e nobiltà e orgoglio. Del resto, la nostra stessa presenza sul pianeta
diventa risibile in termini geometrici: se l’intera umanità, circa 250 milioni di tonnellate, venisse ripartita
come un rivestimento di spessore omogeneo su tutte le terre emerse, la “statura dell’uomo” non sarebbe
visibile a occhio nudo; lo spessore che si otterrebbe sarebbe di circa sedici millesimi di millimetro.
Ora il nostro atomo è inserito: fa parte di una struttura, nel senso degli architetti; si è imparentato e
legato con cinque compagni, talmente identici a lui che solo la finzione del racconto mi permette di
distinguerli. E’ una bella struttura ad anello, un esagono quasi regolare, che però va soggetto a complicati
scambi ed equilibri con l’acqua in cui sta sciolto; perché ormai sta sciolto in acqua, anzi, nella linfa della
vita, e questo, di stare sciolti, è obbligo e privilegio di tutte le sostanza che sono destinate a (stavo per dire
“desiderano”) trasformarsi. Se poi qualcuno volesse proprio sapere perché un anello, e perché esagonale, e
perché solubile in acqua, ebbene, si dia pace: queste sono fra le non molte domande a cui la nostra dottrina
sa rispondere con un discorso persuasivo, accessibile a tutti, ma fuori luogo qui.
E’ entrato a far parte di una molecola di glucosio, tanto per dirla chiara: un destino ne carne ne pesce,
mediano, che lo prepara ad un primo contatto con il mondo animale, ma non lo autorizza alla
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responsabilità più alta, che è quella di far parte di un edificio proteico. Viaggiò dunque, col lento passo dei
succhi vegetali, dalla foglia per il picciolo e per il tralcio fino al tronco, e di qui discese fino a un grappolo
quasi maturo. Quello che seguì è di pertinenza dei vinai: a noi interessa solo precisare che sfuggì (con nostro
vantaggio, perché non lo sapremmo ridurre in parole) alla fermentazione alcoolica, e giunse al vino senza
mutare natura.
E’ destino del vino essere bevuto, ed è destino del glucosio essere ossidato. Ma non fu ossidato subito:
il suo bevitore se lo tenne nel fegato per più di una settimana, bene aggomitolato e tranquillo, come
alimento di riserva per uno sforzo improvviso; sforzo che fu costretto a fare la domenica seguente,
inseguendo un cavallo che si era adombrato. Addio alla struttura esagonale: nel giro di pochi istanti il
gomitolo fu dipanato e ridivenne glucosio, questo venne trascinato dalla corrente del sangue fino ad una
fibrilla muscolare di una coscia, e qui brutalmente spaccato in due molecole di acido lattico, il tristo araldo
della fatica: solo più tardi, qualche minuto dopo, l’ansito dei polmoni poté procurare l’ossigeno necessario
ad ossidare con calma quest’ultimo. Così una nuova molecola di anidride carbonica ritornò all’atmosfera, ed
una parcella dell’energia che il sole aveva ceduta al tralcio passò dallo stato di energia chimica a quello di
energia meccanica e quindi si adagiò nell’ignava condizione di calore, riscaldando impercettibilmente l’aria
smossa dalla corsa e il sangue del corridore. “così è la vita”, benché raramente essa venga così descritta: un
inserirsi, un derivare a suo vantaggio, un parassitare il cammino in giù dell’energia dalla sua nobile forma
solare a quella degradata di calore a bassa temperatura. Su questo cammino all’ingiù, che conduce
all’equilibrio e cioè alla morte, la vita disegna un’ansa e ci si annida.
Siamo di nuovo anidride carbonica, del che ci scusiamo: è un passaggio obbligato, anche questo: se
ne possono immaginare o inventare altri, ma sulla terra è così. Di nuovo vento, che questa volta porta
lontano: supera gli Appennini e l’Adriatico, la Grecia l’Egeo e Cipro: siamo sul Libano e la danza si ripete.
L’atomo di cui ci occupiamo è ora intrappolato in una struttura che promette di durare a lungo: è il tronco
venerabile di un cedro, uno degli ultimi; è ripassato per gli stadi che abbiamo già descritti, ed il glucosio di
cui fa parte appartiene, come il grano di un rosario, ad una lunga catena di cellulosa. Non è più la fissità
allucinante e geologica della roccia, non sono più i milioni di anni, ma possiamo bene parlare di secoli,
perché il cedro è un albero longevo. E’ in nostro arbitrio abbandonarvelo per un anno o per cinquecento:
diremo che dopo vent’anni (siamo nel 1868) se ne occupa un tarlo. Ha scavato la sua galleria fra il tronco e
la corteccia, con la voracità cieca e ostinata della sua razza; trapanando è cresciuto, il suo cunicolo è andato
ingrossando. Ecco, ha ingoiato e incastonato in se stesso il soggetto di questa storia; poi si è impupato, ed è
uscito in primavera sotto forma di brutta farfalla grigia che ora si sta asciugando al sole, frastornata e
abbagliata dallo splendore del giorno: lui è là , in uno dei mille occhi dell’insetto, e contribuisce alla visione
sommaria e rozza con cui esso si orienta nello spazio. L’insetto viene fecondato, depone le uova e muore: il
piccolo cadavere giace nel sottobosco, si svuota dei suoi umori, ma la corazza di chitina resiste a lungo,
quasi indistruttibile. La neve e il sole ritornano sopra di lei senza intaccarla: è sepolta dalle foglie morte e dal
terriccio, è diventata una spoglia, una “cosa”, ma la morte degli atomi, a differenza della nostra, non è mai
irrevocabile. Ecco al lavoro gli onnipresenti, gli instancabili e invisibili becchini del sottobosco, i
microrganismi dell’humus. La corazza, con i suoi occhi ormai ciechi, è lentamente disintegrata, e l’ex
bevitore, l’ex cedro, ex tarlo, ha nuovamente preso il volo.
Lo lasceremo volare per tre volte intorno al mondo, fino al 1960, ed a giustificazione di questo
intervallo così lungo rispetto alla misura umana faremo notare che esso è assai più breve della media:
questa, ci si assicura, è di duecento anni. Ogni duecento anni, ogni atomo di carbonio che non sia congelato
in materiali ormai stabili (come appunto il calcare, o il carbon fossile, o il diamante, o certe materie
plastiche) entra e rientra nel ciclo della vita, attraverso la porta stretta della fotosintesi. Esistono alte porte?
Sì, alcune sintesi create dall’uomo; sono un titolo di nobiltà per l’uomo-fabbro, ma finora la loro importanza
quantitativa è trascurabile. Sono porte ancora molto più strette di quella del verde vegetale:
consapevolmente o no, l’uomo non ha cercato finora di competere con la natura su questo terreno, e cioè
non si è sforzato di attingere dall’anidride carbonica dell’aria il carbonio che gli è necessario per nutrirsi, per
vestirsi, per riscaldarsi, e per i cento altri bisogni più sofisticati della vita moderna. Non lo ha fatto perché
non ne ha avuto bisogno: ha trovato, e tuttora trova (ma per quanti decenni ancora?) gigantesche riserve di
carbonio già organicato, o almeno ridotto. Oltre al mondo vegetale ed animale, queste riserve sono costituite
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dai giacimenti di carbon fossile e di petrolio: ma anche questi sono eredità di attività fotosintetiche compiute
in epoche lontane, per cui si può bene affermare che la fotosintesi non è solo l’unica via per cui il carbonio si
fa vivente, ma anche al sola per cui l’energia del sole si fa utilizzabile chimicamente.
Si può dimostrare che questa storia, del tutto arbitraria, è tuttavia vera. Potrei raccontare
innumerevoli storie diverse, e sarebbero tutte vere: tutte letteralmente vere, nella natura dei trapassi, nel loro
ordine e nella loro data. Il numero degli atomi è tanto grande che se ne troverebbe sempre uno la cui storia
coincida con una qualsiasi storia inventata a capriccio. Potrei raccontare storie a non finire, di atomi di
carbonio che si fanno colore o profumo nei fiori; di altri che da alghe minute a piccoli crostacei, a pesci via
via più grossi, ritornano anidride carbonica nelle acque del mare, in un perpetuo spaventoso girotondo di
vita e di morte, in cui ogni divoratore è immediatamente divorato; di altri che raggiungono invece una
decorosa semi-eternità nelle pagine ingiallite di qualche documento d’archivio, o nella tela di un pittore
famoso; di quelli a cui toccò il privilegio di far parte di un granello di polline, e lasciarono la loro impronta
fossile nelle rocce per la nostra curiosità; di altri ancora che discesero a far parte dei misteriosi messaggeri di
forma del genere umano, e parteciparono al sottile processo di scissione duplicazione e fusione da cui
ognuno di noi è nato. Ne racconterò invece soltanto ancora una, la più segreta, e la racconterò con l’umiltà
e il ritegno di chi sa fin dall’inizio che il suo tema è disperato, i mezzi fievoli, e il mestiere di rivestire i fatti con
parole fallimentare per sua profonda essenza.
E’ di nuovo tra noi, in un bicchiere di latte. E’ inserito in una lunga catena, molto complessa, tuttavia
tale che quasi tutti i suoi anelli sono accetti al corpo umano. Viene ingoiato: e poiché ogni struttura vivente
alberga una selvaggia diffidenza verso ogni apporto di altro materiale di origine vivente, la catena viene
meticolosamente frantumata, e i frantumi, uno per uno, accettati o respinti. Uno, quello che ci sta a cuore,
varca la soglia intestinale ed entra nel torrente sanguigno: migra, bussa alla porta di una cellula nervosa,
entra e soppianta un altro carbonio che ne faceva parte. Questa cellula appartiene a un cervello, e questo è il
mio cervello, di me che scrivo, e la cellula in questione, ed in essa l’atomo in questione, è addetta al mio
scrivere, in un gigantesco minuscolo gioco che nessuno ha ancora descritto. E’ quella che in questo istante,
fuori da un labirintico intreccio di sì e di no, fa sì che la mia mano corra in un certo cammino sulla carta, la
segni di queste volute che sono segni; un doppio scatto, in su e in giù, fra due livelli d’energia guida questa
mia mano ad imprimere sulla carta questo punto: questo.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
In laboratorio
1. Polimeri in cucina.
Cosa serve:
un pentolino, latte,aceto
Cosa si fa
1. Scaldare il latte intero nel pentolino.
2. Quando il latte sta per bollire aggiungere, mescolando lentamente, qualche goccia di
aceto. Continuate a mescolare fino a quando l’aspetto della mistura non sia gommoso.
3. Far freddare e poi lavare con acqua corrente sotto il rubinetto. Si ottiene la plastica che può
essere deformata.
Cosa si osserva
Le materie plastiche sono polimeri formate dall’unione di una o più tipi di molecole semplici in modo
da formare lunghe catene (dette macromolecole, dal greco Macros = grande); ogni anello della catena
si chiama monomero. I polimeri sintetici si ottengono mediante un processo chimico detto
polimerizzazione; questo consiste nel sottoporre le molecole del monomero a particolari condizioni
(alte temperature, pressioni, ecc.) che le trasformeranno in modo tale da consentire il loro
concatenamento Il latte contiene la caseina, una proteina: le proteine sono polimeri naturali aventi
struttura molto complessa, che fanno parte della struttura fondamentale di tutti gli organismi viventi
sia animali che vegetali (vedi pag.). Sin dai tempi più remoti l'uomo preparò delle colle utilizzando
sostanze proteiche di scarto quali cartilagini ed unghie. La proteina più utilizzata per ottenere materie
plastiche e fibre tessili è la caseina da cui si ricavano le fibre tessili artificiali caseiniche (Lanital e
Merinova) e la Galalite (materia plastica).
2. Reazione di Tollens e formazione dello specchio d'argento
Cosa serve:
- reattivo di Tollens: deperibile, va fatto al momento versando in una provetta 2 mL di nitrato di
argento sol. 0.1 M, 1-2 gocce di idrossido di sodio sol. 1 M ed alcune gocce di idrossido di
ammonio sol. 2 % , fino a completa soluzione. ATTENZIONE: utilizzare guanti in gomma
monouso al fine di evitare macchie di argento metallico sulle mani.
-un’aldeide (va bene anche uno zucchero con il gruppo aldeidico, come il glucosio)
Cosa si fa
1. Preparare in una provetta il reattivo di Tollens.
2. In una seconda provetta versare 1-2 mL di aldeide ( formica o acetica o glucosio), aggiungere 5
o 6 gocce del reattivo di Tollens e
3. Far scaldare a bagno maria o sul bunsen facendo ben attenzione.
Cosa si osserva
Dopo pochi secondi si nota sul fondo della provetta la comparsa dello specchio d'argento dovuto alla
riduzione di Ag+ a argento elementare. La reazione generica che avviene è:
Con questa reazione è possibile verificare il potere riducente delle aldeidi. Come si vede, l'aldeide si
ossida al corrispondente acido carbossilico.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
3. Diverso potere riducente di aldeidi e chetoni con reattivo di Fehling
Cosa serve:
Reattivo di Fehling costituito da due soluzioni, la soluzione A di solfato di rame II e la soluzione B
alcalina di tartrato di sodio e potassio . Aldeidi e chetoni.
Cosa si fa
a.
Mescolare in una provetta 5 mL per ciascuna delle due soluzioni A e B.
b. In un’altra provetta versare 2 mL di aldeide ( formica o acetica ) e in una seconda provetta 2
mL di acetone.
c.
Mettere le provette in un bagnomaria caldo ( o in un becker con acqua calda ) e versare, in
ciascuna, 3 o 4 mL di reattivo di Fehling.
Cosa si osserva
Nella provetta contenente l'aldeide si osserva il formarsi di un precipitato bruno di ossido di rame I (
riduzione del Cu 2+ del solfato a Cu+ nell'ossido ) e contemporanea ossidazione dell'aldeide ad acido
carbossilico, con la reazione:
Nella provetta contenente il chetone non si ha alcuna reazione redox: i chetoni infatti, reagiscono
solo con energici ossidanti ( es. permanganato di potassio a caldo ).
Per la verifica
Domande aperte
1.Domande Scrivi le formule brute e di struttura di 2 aldeidi e 2 chetoni.
2. Da quale alcol possono essere ottenute?
3 Scrivi la formula bruta e la formula di struttura dell’acido acetico.
4. Scrivi la reazione di formazione dell’acetato di etile, partendo dal corrispondente alcol ed acido
carbossilico.
5. Gli acidi carbossilici sono acidi deboli. Spiega con le tue parole cosa significa questa affermazione.
6. Gli esteri possono essere considerati derivati dagli acidi carbossilici? Giustifica la tua risposta.
7. Descrivi le tre reazioni tipiche degli alcani e gli utilizzi delle stesse a livello industriale.
8. Spiega come sono distribuiti gli elettroni sull’anello del benzene.
A. Colli, S. Riboni
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Chimica della vita, Chimica organica
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
Le aldeidi e i chetoni sono idrocarburi alifatici.
Le aldeidi e i chetoni hanno il gruppo carbonilico C=
Gli acidi carbossilici sono acidi deboli
La fermentazione alcolica è la reazione di ossidazione dell’alcol etilico
Gli acidi carbossilici contengono il gruppo funzionale -COOH
Gli esteri hanno un odore sgradevole
Scelta multipla
1. Quale di questi composti contiene il gruppo funzionale carbonilico?
a) alcani,
b) alcheni,
c) alchini
d) chetoni
2. Quale di queste reazioni è tipica dei composti aromatici?
a) sostituzione,
b) addizione,
c) cracking,
d) ossidazione
3. Quale delle formule seguenti corrisponde al benzene:
a) C6H10
b) C6H6
c) C6H14
d) C6H12
4.Quele di queste molecole organiche ha formula di struttura lineare:
a) CH4
b) C2H2
c) C2H4
d) C2H6
5.L’isomeria geometrica è una proprietà di:
a) Alcani
b) Alcheni
c) Alchini
d) Areni
A. Colli, S. Riboni
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Falso
Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
Orizzontali
Verticali
2. sono idrocarburi saturi
1. reazione degli idrocarburi aromatici
3. gruppo funzionale degli acidi
2. reagiscono con il reattivo di Tpllens
4. derivano da un acido ed un alcol
6. il capostipite degli areni
5. reazione tipica degli alcheni
7. un acido che deriva dalle formiche
8. hanno legami doppi
8. con legame triplo
9. l'alcol che rende ciechi
10. l'alcol che fa ubriacare
11. hanno il gruppo carbossilico
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Chimica della vita, Chimica organica
Biomolecole
Carboidrati
I carboidrati vengono chiamati anche glucidi o zuccheri. Sono composti ternari poiché formati da 3
atomi diversi: carbonio (C), idrogeno (H), e ossigeno (O). Si classificano in base al grado di complessità
della loro molecola: i più semplici sono i monosaccaridi, costituiti da una sola molecola di zucchero;
dall’unione di due monosaccaridi si originano i disaccaridi.
Dall’unione di diversi monosaccaridi si ottengono i polisaccaridi come il glicogeno e
l’amido.
Da un polisaccaride è possibile ottenere i singoli monosaccaridi attraverso una reazione chimica di
idrolisi, che avviene per aggiunta di una molecola di acqua e che costituisce l’inverso della reazione di
condensazione, nella quale, infatti si libera una molecola di acqua.
Possiamo così schematizzare tale reazione chimica:
La fibra alimentare.
La cellulosa è il principale costituente della fibra e, pur non
rappresentando un nutriente, agisce sul metabolismo. E′
formata da sostanze di origine vegetale: alcune, come le
pectine, solubili in acqua, altre (cellulosa, emicellulosa e
lignine) insolubili. Le prime a contatto con i liquidi intestinali si
rigonfiano, determinando un aumento della massa fecale, con
conseguente riduzione dei tempi di transito, il che si rivela
particolarmente utile nella stipsi, nelle emorroidi e nella
prevenzione del cancro al colon. Le seconde formano masse
viscose che rallentano lo svuotamento intestinale, riducendo
l’assorbimento di glucidi, lipidi e colesterolo. Le
raccomandazioni degli esperti di nutrizione consigliano un
apporto di fibre di circa 30 g/die, raggiungibile consumando
frutta, verdura e legumi, cereali integrali. Non bisogna tuttavia
esagerare perché troppa fibra può assorbire alcuni minerali
pregiati, in particolare calcio, ferro, zinco e magnesio.
condensazione → 2C6H12O6
C12H22O11+H2O ← idrolisi
La reazione di condensazione è il
processo attraverso il quale si possono
ottenere polimeri
macromolecole
come i polisaccaridi o le catene
peptidiche delle proteine unendo
piccole sub unità: rispettivamente
glucosio
ed
aminoacidi.
I
monosaccaridi
sono
molecole
formate da un numero di atomi di
carbonio che può variare da 3 a 7. I
più importanti sono il glucosio, il
fruttosio ed il galattosio, costituiti da
6 atomi di carbonio e chiamati
perciò esosi. La loro formula di
struttura è C6H12O6.
Formule del glucosio e del fruttosio
H
H
OH
H
H
OH
O
H
O
H
OH
H
H
OH
OH
H
OH
OH
H
OH
H
CH3
OH
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H
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Chimica della vita, Chimica organica
Gli zuccheri costituiti da 5 atomi di carbonio sono chiamati pentosi, il ribosio ed il desossiriboso, fanno
parte della struttura degli acidi nucleici.
I carboidrati sono le principali fonti di energia delle cellule. Nel sangue troviamo una quantità costante di
glucosio, zucchero semplice o monosaccaride, la molecola base dei carboidrati ed il combustibile
preferito dalle nostre cellule (1 grammo fornisce 4 Kcal). Tutti i carboidrati che mangiamo sono di origine
vegetale e sono fabbricati dalle piante attraverso la fotosintesi. Un importante monosaccaride è il
fruttosio, contenuto nella frutta e nel miele. Il comune “zucchero” da tavola ricavato dalla barbabietola o
dalla canna da zucchero è un disaccaride, formato da glucosio e fruttosio, come il lattosio del latte e il
maltosio della birra. I carboidrati complessi o polisaccaridi sono amido e cellulosa, lunghe catene di
molecole di glucosio, unite tra loro; la digestione ha il compito di scinderle, compito che per l'amido
inizia in bocca e prosegue nell'intestino. Questo processo richiede tempo ed energia, assicurando
all’organismo un rifornimento lento, ma continuo. Infatti la glicemia, il contenuto di glucosio nel
sangue, deve essere costante. Gli ormoni insulina e glucagone, prodotti dal pancreas, inviano segnali
chimici alle cellule periferiche: se il contenuto di glucosio nel sangue è troppo l’insulina ordina al fegato e
ai muscoli di convertirlo in glicogeno,” l’amido” degli animali, oppure in grassi. Il glucagone agisce al
contrario in caso di ipoglicemia. Amido e glicogeno hanno soprattutto il compito di immagazzinare
energia rispettivamente nelle piante e negli animali L’amido è in realtà una miscela di due polisaccaridi
diversi: l’amilosio e l’amilopectina. Il glicogeno rappresenta una fonte energetica importante nell’uomo e
si accumula nel fegato e nei muscoli.
La cellulosa invece è usata come materiale strutturale nelle pareti delle cellule vegetali; rappresenta circa
la metà della massa di un tronco d' albero.
La più grande differenza tra amido e cellulosa è che il primo viene digerito con facilità da moltissimi
esseri viventi, mentre solo pochi batteri sono in grado di scindere la cellulosa.
Tutti gli zuccheri introdotti con la dieta vengono trasformati in glucosio nella digestione con reazioni di
idrolisi. Nell’uomo la concentrazione di glucosio nel sangue è di 60-110 mg/100 ml ed è un fattore
estremamente importante nel regolare il senso di fame e di sazietà dell’individuo.
Il glucosio si trova come monosaccaride nella frutta, nel miele ed in alcuni alimenti di origine vegetale. Il
fruttosio, detto anche zucchero della frutta, è molto diffuso nei vegetali, nella frutta, nel miele.
MONOSACCARIDI
DISACCARIDI
POLISACCARIDI
GLUCOSIO
C6H12O6, il più semplice degli
zuccheri. Solo il 5% della quantità
totale di carboidrati presenti nel
nostro organismo è rappresentato
da glucosio circolante nel sangue.
AMIDO
SACCAROSIO
è la riserva glucidica dei vegetali.
glucosio+fruttosio;
molto Abbonda nei semi, nei cereali; si
comune in natura è presente nel trova anche in piselli, fagioli e
miele, nelle barbabietole e nella patate dolci. In natura è presente
canna da zucchero.
in due forme, l'amilosio e
amilopectina
FRUTTOSIO
si trova in abbondanza nella frutta
LATTOSIO
e nel miele; viene assorbito
glucosio + galattosio;
nell’intestino e metabolizzato dal
zucchero del latte
fegato che lo trasforma in
glucosio.
GALATTOSIO
in natura non si trova libero ma
legato al glucosio forma il lattosio,
lo zucchero del latte.
è
CELLULOSA
polisaccaridi strutturali di origine
lo vegetale che il nostro organismo
non è in grado di utilizzarle a
scopo energetico,
GLICOGENO
MALTOSIO
è
un
polisaccaride
simile
glucosio+glucosio;
si
trova
all'amilopectina immagazzinato
principalmente nella birra, nei
nel fegato e nei muscoli fino ad
cereali e nei germogli.
un massimo di 400-500 grammi
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Chimica della vita, Chimica organica
Proteine
Le proteine sono le sostanze fondamentali del corpo: sono grandi molecole formate dalla ripetizione di
unità base (gli aminoacidi).
Gli aminoacidi sono 20, tutti diversi tra loro, e possono essere usati, come lettere
dell'alfabeto, per formare decine di milioni di "parole" cioè di catene diverse, per il cervello,
la pelle e tutti gli altri organi.
Le proteine del fagiolo, del pollo, del vitello introdotte con gli alimenti vengono "smontate" con l'aiuto
degli enzimi digestivi. Lunghe catene proteiche vengono dapprima scisse parzialmente in peptoni e
peptidi nello stomaco e nell'intestino, dove saranno infine scomposte nei loro elementi costitutivi, gli
aminoacidi, che saranno assorbiti dalle pareti intestinali.
Con gli aminoacidi assimilati dal sangue le cellule ricostruiscono le proprie proteine. Nel corpo di un
uomo adulto troviamo circa 12 Kg di proteine: di queste ogni giorno circa 250 grammi (quantità 10 volte
superiore al fabbisogno alimentare) sono soggette a turnover, cioè vengono disfatte e gli aminoacidi così
ottenuti riutilizzati per costruirne altre. Il processo è particolarmente efficiente in condizioni di crescita,
dopo un trauma o una malattia.
Le proteine possono essere anche usate come fonti energetiche: l’azoto viene eliminato con le urine
soprattutto come urea, ma anche come acido urico. L’utilizzo dei composti azotati come fonti
energetiche aumenta in condizioni di stress, esercizio fisico intenso, crescita, gravidanza, allattamento.
Una parte delle proteine di origine alimentare o endogena viene eliminata con le feci, dopo aver subito
una trasformazione chimica grazie ai batteri della flora intestinaleLe proteine sono lunghe catene di
amminoacidi uniti per condensazione.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
La struttura di tutti gli amminoacidi comprende un atomo di carbonio centrale legato a quattro gruppi
funzionali:
un gruppo amminico (NH2)
un gruppo carbossile (COOH)
un idrogeno (H)
un gruppo variabile
Gli amminoacidi e si dividono in idrofili e idrofobi. Il gruppo variabile determina le caratteristiche di
ogni singolo amminoacido: per esempio le proprietà chimiche e fisiche (dimensioni, carica elettrica,
solubilità in acqua). Infatti, secondo la natura del gruppo R, i venti amminoacidi si raggruppano in:
idrofili (con gruppi R acidi, basici o polari)
idrofobi (con grandi gruppi R non polari)
Dei 20 amminoacidi 9 sono essenziali cioè devono essere necessariamente introdotti con gli alimenti; gli
altri possono essere fabbricati dalle cellule anche partendo da altri principi nutritivi, come i grassi e i
glucidi. Il legame tra gli amminoacidi per formare una proteina è un legame peptidico, di tipo covalente
tra il gruppo -COOH di un amminoacido ed il gruppo -NH2 dell’amminoacido adiacente. La rottura del
legame peptidico avviene tramite un processo di idrolisi. La reazione è la seguente:
L’unione di due amminoacidi forma un dipeptide, quella di tre forma un tripeptide e così via.
Le proteine possono essere classificate in base al loro valore biologico, che si riferisce alla loro
composizione in amminoacidi essenziali. Le proteine ad alto valore biologico o complete sono quelle
proteine che contengono gli otto amminoacidi essenziali in quantità equilibrate ai fini nutrizionali.
Alimenti ricchi di proteine complete sono le uova, la carne, il latte ecc
Proteine a medio valore biologico o parzialmente complete sono quelle che presentano un contenuto in
amminoacidi essenziali non equilibrato in quanto mancano di uno o più di essi. Proteine a basso valore
biologico o incomplete sono quelle carenti in diversi amminoacidi essenziali.
Struttura delle proteine
Le proteine svolgono nelle cellule del nostro organismo numerose funzioni. L’attività biologica svolta
dalle proteine dipende grandemente dalla forma che esse assumono nello spazio che dipende dalla loro
organizzazione strutturale. Si possono riconoscere diversi
livelli di organizzazione proteica.
La struttura primaria di una proteina è la sequenza
degli amminoacidi che la compongono ed è il livello
organizzativo più semplice.
La struttura secondaria consiste nella conformazione
spaziale che la proteina assume nello spazio e corrisponde
alla struttura energicamente più stabile.
Un esempio frequente di struttura secondaria delle
proteine è l’
-elica che corrisponde ad un avvolgimento a
spirale ed è caratteristica delle proteine fibrose (ad
esempio la miosina nei muscoli e la cheratina nei capelli).
La struttura terziaria corrisponde ad ulteriori
attorcigliamenti della proteina a formare una struttura
globulare e compatta. Questa struttura è tipica delle
proteine globulari, quali enzimi, ormoni ecc...
Struttura terziaria di una proteina
A. Colli, S. Riboni
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Chimica della vita, Chimica organica
Struttura quaternaria. E’ l’ultimo dei livelli di
complessità strutturale delle proteine ed è determinata
dall’unione di diverse catene peptidiche tra loro uguali o
diverse. Le diverse catene polipetidiche che costituiscono il
complesso vengono chiamate subunità.
Quali e quante proteine? Non tutte le proteine si equivalgono: quelle animali ad esempio del latte e
delle uova sono le migliori per il contenuto di aminoacidi essenziali. Chi è vegetariano dovrebbe ricorrere al
principio della complementazione, consumando insieme cereali, ricchi ai amminoacidi solforati
(metionina) con legumi ricchi di lisina. D’altra parte troppi amminoacidi solforati, tipici delle proteine
animali, aumentano l’acidità del sangue: per poterla neutralizzare l’organismo ricorre all’amminoacido
glutammina, rubandolo ai muscoli e poi alle ossa, che perdono così anche calcio. Contrariamente a quello
che si crede non è vero che le proteine non ingrassino, il superamento delle quantità consigliate può
portare ad obesità, soprattutto nell’infanzia. Anche un quantitativo troppo esiguo, dovuto a diete
squilibrate o a restrizioni legate a problemi psicologici, può essere pericoloso, perchè l’organismo risparmia
rallentando il metabolismo ed abolendo alcune funzioni meno importanti per la sopravvivenza ad esempio
quella riproduttiva: la prima grave conseguenza dell’anoressia è la cessazione del flusso mestruale. La
quantità “giusta” di proteine dipende dalla composizione complessiva della dieta: in caso di scarso
apporto energetico (digiuno, pochi carboidrati) l’organismo utilizza maggiormente gli aminoacidi per
procurarsi energia, viceversa alimenti ricchi di glucidi facilitano lo stoccaggio delle proteine. Non è facile
stabilire il fabbisogno di proteine: i valori ideali vanno da 0,75 a 1 gr per ogni chilogrammo di peso
corporeo. Fabbricarle costa fatica e bisogna prima di tutto assumere un'adeguata quantità di energia per
mantenere in equilibrio il contenuto di azoto del corpo: per un uomo adulto sono necessari circa 63
g/giorno di proteine e 53 per una donna adulta. In Italia i consumi attuali di proteine sono di circa 98
g/giorno, al di sopra del valore raccomandato, non è così per molte popolazioni dei paesi del “Terzo
mondo”.
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Chimica della vita, Chimica organica
Funzioni delle proteine
altre vengono usate come riserva di energia,
ad esempio l' albumina nelle uova.
Le funzioni svolte dalle proteine possono
essere così riassunte.
Le proteine svolgono numerose funzioni di
importanza centrale per gli organismi viventi.
alcune hanno funzioni di trasporto, come l'
emoglobina che trasporta l' ossigeno
nel sangue.
costituiscono gli enzimi in grado di
accelerare le reazioni chimiche del
nostro organismo.
altre sono indispensabili per il movimento, è
il caso delle proteine contrattili dei
muscoli.
possono avere funzioni strutturali, come la
cheratina, proteina fibrosa di capelli,
unghie e corna.
infine sono di natura proteica anche
numerosi ormoni, anticorpi e veleni
Lipidi
I lipidi o grassi sono una classe di composti molto
eterogenei in struttura. Sono composti ternari, e
come i carboidrati sono costituiti essenzialmente da
carbonio (C), ossigeno (O) ed idrogeno (H) a cui
talvolta si lega l’azoto (N) e il fosforo (P).
Nel nostro organismo i lipidi costituiscono circa il
17% del peso corporeo e possono costituire o lipidi
di deposito nel tessuto adiposo (soprattutto
trigliceridi) o lipidi cellulari, come costituenti delle
membrane cellulari.
I grassi o lipidi ci forniscono molta energia: 1 gr
sviluppa 9 calorie, più del doppio di quelle derivanti
dalle proteine e dagli zuccheri, quelli presenti negli
alimenti sono rappresentati prevalentemente dai
trigliceridi, composti da tre molecole di acidi grassi
legati alla glicerina e da una molecola più complessa: il colesterolo. Sono insolubili in acqua e hanno
tre importantissimi compiti nell’organismo: strutturale, come componenti delle membrane di tutti i
tessuti, regolativo, come precursori di importanti sostanze tra cui gli ormoni e di riserva energetica.
Permettono inoltre l’assorbimento delle vitamine liposolubili (A, E, D, K).
Gli acidi grassi
Gli acidi grassi sono lunghe catene di carbonio con un numero pari di atomi di carbonio ed un gruppo
funzionale carbossilico -COOH.
Gli acidi grassi possono essere privi di doppi legami all’interno della molecola (acidi grassi saturi)
oppure possono contenere un doppio legame (acidi grassi monoinsaturi) o più doppi legami (acidi
grassi polinsaturi).
Gli acidi grassi polinsaturi più importanti sono quelli della serie-3 e
-6, i primi abbondanti negli oli
dei pesci azzurri (sgombro, sardina ecc…), i secondi presenti negli oli di origine vegetale.
Tra gli acidi grassi polinsaturi vi sono alcuni acidi grassi essenziali: il nostro organismo non è in grado
di sintetizzarli e devono perciò essere introdotti nella dieta. L’acido linoleico e l’acido linolenico sono
acidi grassi essenziali.
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Chimica della vita, Chimica organica
I gliceridi
I gliceridi sono composti ottenuti dall’unione del glicerolo con gli acidi grassi. La formula del glicerolo
è sotto riportata.
Ogni gruppo OH della molecola di glicerolo può legarsi con il gruppo COOH dell’acido grasso. Se
viene sostituito un solo OH si ottiene un monogliceride; per sostituzione di due gruppi OH si avrà un
di gliceride; per sostituzione di tutti e tre i gruppi OH si ottiene un trigliceride. La reazione di
formazione di legame tra il gruppo OH ed il gruppo COOH è detta esterificazione.
Dal punto di vista nutrizionale i lipidi più diffusi negli alimenti sono i trigliceridi, che rappresentano
la forma di immagazzinamento dell’energia a lunga scadenza.
La reazione inversa all’esterificazione è l’idrolisi.
I trigliceridi, formati per condensazione da una molecola di glicerolo e tre acidi grassi, comprendono
oli e grassi.
I “grassi” contengono acidi grassi saturi cioè formati da catene di atomi di carbonio uniti con legami
semplici. Gli oli, invece, sono formati in prevalenza da acidi grassi insaturi (tra gli atomi di carbonio si
formano uno o più legami doppi.
fosfolipidi si differenziano dai trigliceridi in quanto uno degli acidi grassi è sostituito da un gruppo
fosfato. I fosfolipidi hanno teste idrofile (solubili in acqua) e code idrofobe (insolubili) e per questa
loro caratteristica li ritroviamo nella struttura della membrana plasmatica delle cellule
A parte l' essere insolubili in acqua gli steroidi sono decisamente diversi rispetto agli altri lipidi.
La sintesi degli parte dal colesterolo e la loro struttura centrale è formata da 4 anelli di carbonio legati
tra loro.
Le funzioni degli steroidi sono assai varie; li ritroviamo come ormoni sessuali, ormoni che regolano il
bilancio idrosalino o che regolano la muta degli insetti.
Nell’immaginario collettivo la parola “grasso” ha acquistato un significato negativo: in realtà queste
sostanze sono indispensabili all’organismo. Le riserve corporee ammontano a 10 Kg e possono essere
utilizzate principalmente dai muscoli durante l’attività fisica. Mentre è possibile convertire i glucidi in
lipidi, il passaggio inverso è proibito, con la conseguenza che i lipidi da soli pur essendo ricchissimi di
calorie non possono assicurare la sopravvivenza. Attenzione quindi alle diete “pazze” che, mettendo
al bando zuccheri ed amido, provocano danni gravissimi.
Esistono grassi saturi (contengono solo legami semplici), generalmente di origine animale, e mono e
poliinsaturi (uno o più doppi legami), di cui sono ricchi i vegetali. Tra questi ultimi importantissimi
sono gli acidi grassi essenziali che bisogna necessariamente assumere con la dieta perché le nostre
cellule non sono in grado di fabbricarli .Comprendono acidi a lunga catena (18 atomi di Carbonio),
con doppi legami in posizione 3 o 6 a partire dal gruppo carbossilico, chiamati perciò ω-3 e ω-6, i più
importanti sono l’acido linoleico e alfa-linolenico.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
I lipidi si trovano prevalentemente negli oli, nel burro e nella margarina oltre che nei formaggi
stagionati, in quelli freschi, nelle uova, nella carne grassa, nel pesce e nei dolci soprattutto quelli
“cremosi”.
Troppi grassi fanno mangiare di più, infatti hanno un minor potere saziante rispetto ai carboidrati e
racchiudono tanta energia in poco cibo: 20 grammi danno 180 Kcal, come 400 grammi circa di frutta
e verdura. I grassi tuttavia non vanno eliminati dalla dieta. E′ importante mangiare quelli “giusti”:
alcuni grassi saturi come il lauritico, il
miristico, il palmitico che abbondano in
Gli steroidi
prodotti sia animali sia vegetali (oli di cocco
Gli steroidi sono lipidi caratterizzati da una struttura
e di palma) contribuirebbero a innalzare le
formata da più anelli. Lo steroide più importante dal
LDL, favorendo l’arteriosclerosi. Al contrario
punto di vista nutrizionale è il colesterolo, presente
i monoinsaturi come l’acido oleico (presente
come costituente delle membrane cellulari in tutti gli
nell’olio di oliva) e i polinsaturi, in
organismi animali e precursore sia degli ormoni
particolare l’acido linoleico favorirebbero
sessuali che della vitamina D e dei sali biliari. Il
l’aumento delle HDL. Studi recenti invitano
trasporto del colesterolo nel sangue avviene tramite
tuttavia a evitare ogni tipo di abuso: l’oleico
due proteine: Le HDL (High-Density Lipoprotein:
in
eccesso
potrebbe
sbilanciare
il
lipoproteine ad alta densità), le proteine “buone”, lo
metabolismo, i polinsaturi non dovrebbero
trasportano al fegato, che lo utilizza per fabbricare
superare il 10 % di energia nella dieta, pena il
la bile, e alle ghiandole surrenali, che producono gli
ribaltamento del loro ruolo “antiossidante”
ormoni “sessuali” estrogeni e testosterone, le LDL
con comparsa di sostanze tossiche e
(Low-Density Lipoprotein: lipoproteine a bassa
alterazioni nel sistema immunitario per
densità) invece lo depositano sulla parete delle
l’aumento di radicali liberi. In definitiva la
arterie. L'aumento della LDL, correlato ad una
ripartizione consigliata fra i vari tipi di acidi
diminuzione dell'HDL, rappresenta uno dei fattori
grassi è: saturi 7-10% delle calorie totali,
causali della comparsa dell'arteriosclerosi. E′ stato
monoinsaturi
10-15%, polinsaturi 7-10%.
dimostrato inoltre che più ricca di lipidi è la dieta,
Spesso si è sopravalutato il ruolo dei grassi
più trigliceridi e colesterolo verranno lavorati dal
vegetali, alcuni dei quali possono essere
fegato, con conseguente accumulo non solo nei
dannosi soprattutto quelli “idrogenati”
depositi specifici del corpo, ma anche nel fegato, con
contenuti nelle margarine e in moltissimi
la comparsa di "fegato grasso". Preoccupano
prodotti industriali. D’altra parte anche nei
soprattutto le ipercolesterolemie famigliari, di origine
cibi animali ci sono grassi pregiati: ad
genetica, mentre con l’aumento dell’età si può
esempio il pesce azzurro è ricco di acidi grassi
tollerare un aumento di colesterolo, soprattutto se
polinsaturi della serie omega-3., che in altri
accompagnato da un alto livello di HDL.
alimenti sono scarsi. Nelle popolazioni
Il colesterolo è spesso considerato una sostanza
eschimesi
della
Groenlandia,
che
“cattiva”: si discute molto della pericolosità di un
consumano molto di pesce (oltre 400
quantitativo eccessivo di questa molecola nel
grammi pro capite al giorno), la mortalità
sangue, soprattutto nella vecchiaia, tanto che molte
per coronaropatia è molto bassa Mangiare
persone affermano “ho il colesterolo” come se fosse
pesce azzurro in 2-3 pasti alla settimana può
una malattia e adottano diete rigide cercando di
eliminarlo
completamente.
In
realtà
la
avere un ruolo importante nella prevenzione
concentrazione del colesterolo è determinata
delle malattie coronariche e può essere
principalmente dalla sua produzione da parte del
addirittura indispensabile in situazioni quali
fegato e solo un terzo della quantità introdotta (una
età avanzata, diabete, obesità in cui gli acidi
dieta normale contiene circa 0,2-0,3 grammi di
grassi della serie omega-3 non possono essere
colesterolo al giorno) arriva al sangue.
derivati dall'acido linolenico, loro normale
precursore.
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Chimica della vita, Chimica organica
I fosfolipidi ed i glicolipidi
I fosfolipidi sono simili a trigliceridi, ma con funzione strutturale. Sono costituiti da una molecola di
glicerolo esterificata con due molecole di acidi grassi ed una molecola di acido fosforico. Hanno una
funzione prevalentemente strutturale poiché componenti essenziali delle membrane cellulari.
Tra i fosfolipidi più importanti ci sono le lecitine presenti nel tuorlo dell’uovo, nel germe di grano,
nella soia.
I glicolipidi contengono una molecola di glucide, galattosio o glucosio. Anche i glicolipidi svolgono
un ruolo strutturale poiché costituenti delle membrane cellulari.
Gli acidi nucleici
IL DNA
DNA sta per Deoxyribo Nucleic Acid; è una complessa sostanza chimica che si trova nel nucleo di
tutte le cellule e porta l’informazione per lo sviluppo degli organismi.
Il DNA è il materiale ereditario responsabile delle caratteristiche degli individui e quindi delle
somiglianze e differenze tra gli stessi.
Il DNA è unico per ogni individuo e diverso da individuo a individuo, eccetto che per i gemelli
monozigotici, il cui DNA è identico.
La molecola del DNA è un polimero,
ossia è un insieme di tanti monomeri: i
Rosalind Franklin (1920 - 1958)
Nacque a Londra il 25 luglio 1920, in una famiglia ricca di
nucleotidi. Ogni
origine ebrea. Frequentò la prestigiosa scuola di St. Paul's
nucleotide è costituito da tre
Girl's dove scoprì il suo interesse per le materie scientifiche
componenti: un gruppo fosfato, uno
Si laureò a Cambridge nel 1941 a soli 21 anni e nel 1945
zucchero (desossiribosio) e
conseguì il Dottorato Nel 1946 si trasferì a Parigi, dove
una base azotata.
trascorse tre anni e si perfezionò nella tecnica della
Le basi azotate sono 4: adenina,
diffrazione a raggi X studiando le diverse forme cristalline
timina, guanina e citosina e si
del carbone. Nel '51 andò a lavorare al King's college a
uniscono selettivamente per mezzo di
Londra dove si occupò della struttura cristallina del DNA ai
legami a idrogeno (pag.): l’adenina si
raggi X, in collaborazione con M. da Wilkins . Ottenne la
lega alla timinae la guanina alla
famosa immagine n. 51 che permise a Watson e Crik di
citosina. La molecola di DNA è
elaborare il modello a doppia elica. Unica donna in un
formata
da
due
catene
ambiente maschilista lasciò il King’s per aderire al gruppo
polinucleotidiche avvolte l’una
di lavoro del Birkbeck College a Londra. Per questo dovete
intorno all’altra con andamento
abbandonare le ricerche sul DNA.Si dedicò ad un nuovo
destrorso. Le due catene sono
campo: i virus e ad un altro acido nucleico l’RNA
antiparallele, ossia i due singoli
Morì di cancro il 16 aprile del 1958, all'età di 37 anni.
filamenti sono orientati uno in
direzione 5’ 3’ e l’altro 3’ 5’. Gli scheletri zucchero – fosfato si trovano all’esterno, le basi azotate
all’interno. Le basi delle due catene sono unite tra loro mediante legami a idrogeno. Le basi sono
complementari e il loro appaiamento è:
A=T Adenina - Timina
G=C Guanina - Citosina
L’informazione genetica risiede nella sequenza di basi.
L’RNA è formato da un unico filamento derivante dall’unione di nucleotidi. Lo zucchero presente nei
nucleotidi del RNA è il ribosio.Le sue basi azotate sono le stesse del DNA tranne l’uracile che sostituisce
la timina. Questa mlecola usa l’informazione contenuta nel dNA per produrre le molecole proteiche a
partire dagli aminoacidi presenti nelle cellule.
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
FIGURE SIMILI Mettere anche RNA
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Laboratorio
1. Come riconoscere gli aminoacidi e le proteine.
Cosa serve:
Soluzione di L-prolina 100mg/mL, soluzione di L-aspargina 100mg/mL, soluzione di ninidrina 0.7%
(0.7 g di ninidrina in 10 mL tampone acetato di sodio 4 M pH 5.51+90 mL di acqua), soluzione di
NaOH 10%, soluzione di solfato rameico 10%,Latte
Cosa si fa/ Cosa si osserva
1° PROVA: reazione degli aminoacidi primari con la ninidrina
L-aspargina+2ninidrina+T(100°C)→Porpora di Ruhermann
In una provetta mettere 0.1 mL di L-aspargina aggiungere 0.2 mL di soluzione di ninidrina. Immergere
la provetta in bagno d’acqua e scaldare per 1-2 minuti.
Si vede lo sviluppo di colorazione violetto cardinale.
2° PROVA: reazione della prolina (aminoacido secondario) con la ninidrina
L-prolina+ninidrina→Cromoforo giallo
In una provetta mettere 0.1 mL di L-prolina aggiungere 0.2 mL di soluzione di ninidrina.
In 1-2 minuti a temperatura ambiente si vede lo sviluppo di colorazione gialla.
3° PROVA: riconoscimento delle proteine del latte
Si introducono in una provetta 1 mL di latte. Si aggiungono 20 gocce di solfato di rame e 4 ml di
idrossido di sodio.
Si osserva la colorazione assunta: si formano sali di rame viola. Come controllo in un’altra provetta si
può mettere acqua al posto del latte.
2. Estrazione del DNA dal fegato di pollo o vitello
Cosa serve:
Cubetti di fegato di pollo o di vitello, soluzione omogeneizzante, alcol etilico, bacchetta di vetro,
provette, mortaio, pipetta.
Cosa si fa
Occorre preparare la soluzione omogeneizzante sciogliendo 3 g di NaCl e 10 ml di detergente in 100
ml di H2O distillata. L’alcol etilico impiegato deve essere molto freddo. Occorre metterlo in frizer
dentro una bottiglia di plastica almeno 24 ore prima di iniziare l’esperimento.
Per mettere in evidenza la presenza degli acidi nucleici, è necessario estrarli dal materiale biologico che
li contiene. In questa esperienza si utilizzano tessuti friabili, fegato di pollo o di vitello.
a.
Nel mortaio pestare per 2 minuti 5 ml di fegato con 10 ml di H2O;
b. filtrare mediante delle garze e versare il filtrato in una provetta;
c.
aggiungere 10 ml di soluzione omogeneizzante;
d. agitare per 2 minuti aiutandosi con una bacchetta di vetro;
e.
versare lentamente lungo le pareti della provetta con una
pipetta 10 ml di alcol etilico ghiacciato.
Cosa si osserva
Dopo pochi secondi si forma sulla superficie del filtrato, uno strato
filamentoso biancastro del DNA. Nella prima fase la funzione del
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Chimica della vita, Chimica organica
detergente è quella di rompere le membrane cellulari di ogni
cellula e liberare il DNA dal nucleo.
La funzione del sale da cucina è quella di ridurre la solubilità
del DNA. L’enzima proteolitico, invece digerisce le proteine in
soluzione. Il DNA è insolubile in alcol ghiacciato, quindi si
distribuisce sullo strato superficiale del filtrato.
Varianti
E’ possibile estrarre il DNA anche da vegetali: pomodori, banane, pesche e da culture di lieviti.
3 Estrazione del DNA da foglie
Materiale occorrente:
3 foglie, 10 mg/mL proteasi K, soluzione lisante (10 mM Tris HCl pH 8.0, 10 mM EDTA, 50 mM NaCl,
2% SDS), soluzione satura di NaCl, alcool etilico 96 %, provette pasteur
Cosa si fa
Omogeneizzare le foglie o tagliuzzarle e risospenderle in
2 mL di tampone lisante, aggiungere 0.03 mL di proteasi
K. Incubare per 1 ora a 55°C
Aggiungere al digerito 1.3 mL di una soluzione satura di
NaCl
Centrifugare a 3500 rpm per 10 minuti
Trasferire il surnatante cioè tutto il liquido in un’altra
provetta. Misurare con la provetta graduata il volume
del surnatante prelevato ed aggiungere 2 volumi di
alcool etilico 96%
Cosa si osserva
Agitare dolcemente capovolgendo la provetta. A questo punto si vedrà comparire il DNA precipitato
(batuffolo bianco).
Per la verifica
Domande aperte
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Perchè i glucidi ed lipidi si dicono sostanze ternarie?
Come sono costituiti i gliceridi?
Cos’è il colesterolo?
Fai un esempio di proteina e cerca di illustrarne la struttura primaria, secondaria, terziaria.
Che cosa sono gli acidi grassi? Come si classificano?
Perchè alcuni acidi grassi si dicono “essenziali”? Quali sono?
Che cosa significa la parola “lipidi”?
Com ‘è fatta la molecola del DNA?
Cosa sono i nucleotidi?
Quali sono le differenze tra DNA e RNA?
Attraverso quale processo si produce glucosio a partire da glicogeno?
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Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Vero/falso
Rispondi vero o falso tracciando una crocetta nell’apposito riquadro. Se hai risposto falso riscrivi la
frase modificandola in modo che risulti vera
Vero
I fosfolipidi sono costituiti da una molecola di glicerolo esterificata con una
molecola di acido grasso e due molecole di acido fosforico
La reazione inversa all’esterificazione è l’idrolisi.
Gli alimenti di origine vegetale non contengono proteine
I glicolipidi contengono una molecola di glucide, galattosio o glucosio
Le uova contengono proteine ad alto valore biologico
Nel corpo di un uomo adulto troviamo circa 12 Kg di proteine
Scelta multipla
1.La sequenza degli aminoacidi in una proteina ne definisce la struttura:
a) primaria
b) secondaria
c) terziaria
d) quaternaria
2. Un aminoacido essenziale è:
a) prodotto dalle cellule
b) ricavato dagli alimenti
c) presente in alcuni enzimi
d) presente in tutte le proteine
3. Le proteine sono lunghe catene di:
a. aminoacidi
b. monosaccaridi
c. nucleotidi
d. acidi grassi
4. I monomeri degli acidi nucleici sono:
a. aminoacidi
b. monosaccaridi
c. nucleotidi
d. acidi grassi
5. Il legame peptidico si trova:
a) nei lipidi
b) nei polisaccaridi
c)negli acidi nucleici
d) nelle proteine
6. Le proteine derivano
a) dall’idrolisi dei grassi
b) dalla condensazione di zuccheri
c.) dall’idrolisi di amminoacidi
d.) dalla condensazione di amminoacidi
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Falso
Chimica e vita
Chimica della vita, Chimica organica
Cruciverba
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
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Orizzontali
Verticali
1. reazione di unione tra molecole nella quale si libera
una molecola di acqua.
2. non possiamo produrli
3. è formato da glucosio e fruttosio
7. carboidrato "strutturale" per i
vegetali
4. i monomeri delle proteine
9. il colesterolo "buono"
5. è uno degli zuccheri che formano il lattosio
11. sono presenti nella membrana
cellulare
6. l'amido animale
8. lo zucchero presente nel sangue
10. l'inverso della condensazione
12. ne fa parte il colesterolo
13. due molecole di glucosio
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Chimica e vita
Bibliografia e Sitografia
BIBLIOGRAFIA
P. Levi, Il Sistema periodico,– Editore, Einaudi
.........................................................................................................................................
P. Atkins, Il secondo principio, Editore, Zanichelli
.........................................................................................................................................
P. Atkins, Molecole, Editore, Zanichelli
.........................................................................................................................................
O.Sacks, Zio tungsteno,– Editore, Edizione
.........................................................................................................................................
SITOGRAFIA
Nome del sito - www.itchiavari.org/chimica/lab/stataggr.html
Rivista “Le Scienze” - www.lescienze.it
Nome del sito - www.cheminex.org
Nome del sito - www.webelements.com
Nome del sito - www.chemsoc.org
Associazione insegnanti scienze naturali http://www.anisn.it/
Nome del sito - http://www.torinoscienza.it
Nome del sito - http://scifun.chem.wisc.edu/
Nome del sito - www.pianetachimica.it
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Chimica e vita
Glossario
GLOSSARIO
A
.........................................................................................................................................
ACIDO: sostanza che in acqua libera ioni H+ (Arrenius), che dona protoni (Bronsted-Lowry), che
accetta coppie di elettroni (Lewis)
ANISOTROPO: presenta proprietà diverse nelle diverse dimensioni, è una proprietà dei cristalli
ANODO: elettrodo (positivo) al quale nella pila avviene l’ossidazione. X → X + + -e
nell’elettrolisi avviene la riduzione
B
.........................................................................................................................................
BASE : sostanza che in acqua libera ioni OH- (Arrenius), che accetta protoni (Bronsted-Lowry), che
dona coppie di elettroni (Lewis)
BIOMOLECOLA: molecola organica contenuta nelle cellule degli organismi viventi
C
.........................................................................................................................................
CALORE: forma di energia che fluisce da un corpo ad una data temperatura ad un altro a temperatura più
bassa
CATODO: elettrodo (negativo) al quale nella pila avviene la riduzione. X+ + e- → X , n ell ’elettrol i si avvien e
la riduzione
CELLA GALVANICA (CELLA VOLTAICA, PILA): sistema elettrochimico capace di produrre corrente
elettrica a spese di una reazione chimica spontanea di ossidoriduzione.
COPPIA REDOX CONIUGATA: è costituita da una forma ossidata e da una ridotta che si possono
trasformare, con passaggio di elettroni, l’una nell’altra. X+ (forma ossidata) + e- → X (form a ri d otta)
COSTANTE DI EQUILIBRIO: in una reazione di equilibrio, è il rapporto tra le concenrazioni dei prodotti
elevate ai rispettivi coefficienti e quelle dei reagenti; più grande è k, più la reazione è spostata verso i
prodotti
D
.........................................................................................................................................
DENSITA’- rapporto tra la massa ed il volume di un corpo
E
.........................................................................................................................................
ELETTRODO: piastre di conduttori elettrici inerti, presso i quali avvengono le reazioni redox, un elettrodo
può essere costituito anche da una barretta di metallo (es: Zn, Cu) che fa parte della COPPIA REDOX
CONIUGATA.
ELETTRONEGATIVITA’: la tendenza di un atomo ad attirare a sè la coppia di elettroni in un legame
covalente; nella scala Pauling viene assegnato 1.0 al Litio che perde un elettrone e 4.0 al Fluoro
ELETTRODO NORMALE AD IDROGENO: è un elettrodo formato da: Pt | H2 (1 atm) | H+ [ 1M] per
convezione il suo potenziale è pari a 0.
ELETTROLISI: è un processo per cui una reazione redox può andare in direzione
opposta a quella spontanea, a spese del lavoro elettrico prodotto da sorgenti esterne
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Chimica e vita
Glossario
(passaggio ENERGIA ELETTRICA → EN ERG I A CH IM I CA)
F
.........................................................................................................................................
FASE: parte omogenea di un sistema eterogeneo. Ad esempio in un bicchiere contenente un cubetto di
ghiaccio in acqua abbiamo due fasi: liquida e solida.
FENOMENO: tutto ciò che accede nell’esperienza: è possibile indagarlo scientificamente
FORZA ELETTROMOTRICE (f.e.m.): è la differenza di potenziale che si forma tra i due elettrodi che causa il
passaggio della corrente elettrica
G
.........................................................................................................................................
GEOMETRIA MOLECOLARE: è la disposizione relativa nello spazio degli atomi di una molecola o di un
composto.
I
.........................................................................................................................................
IONE: è un atomo non neutro che ha acquistato elettroni (ANIONE, carico negativamente) o ne ha persi
(CATIONE, carico positivamente)
ISOTROPO: corpo che ha le stesse proprietà in tutte le direzioni
L
.........................................................................................................................................
LEGAME Puro o OMOPOLARE: è un legame tra due atomi hanno elettronegatività pressochè uguale.
LEGAME ETEROPOLARE (POLARE, POLARIZZATO): è un legame tra due atomi hanno una differenza di
elettronegatività
M
.........................................................................................................................................
MASSA: quantità di materia contenuta in un corpo, non dipende dalle condizioni in cui il corpo si trova e
si conserva nelle trasformazioni chimiche
massa: quantità di materia contenuta in un corpo, non dipende dalle condizioni in cui il corpo si trova e si
conserva nelle trasformazioni chimiche
MASSA DI UN ATOMO: si misura in u (unita di massa atomica), che corrisponde a 1/12 della massa del
12C.
MATERIA: tutto ciò che forma le sostanze di cui è fatto un corpo
MOLECOLA: è un’entità fondamentale di un composto chimico formata da atomi combinati in un
rapporto fisso
organica: la parte della chimica che studia i composti dell’atomo di carbonio con H, N, S, P
N
.........................................................................................................................................
NUCLIDE: è ciascuna specie atomica, identificata dal numero atomico e dal numero di massa.
NUMERO ATOMICO (Z): è il numero di protoni contenuto nell'atomo (ne definisce le proprietà
chimiche). In un atomo neutro è anche il numero degli elettroni.
NUMERO DI MASSA (A): è il numero di nucleoni (protoni + neutroni) contenuto nell'atomo
O
.........................................................................................................................................
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Chimica e vita
Glossario
OSSIDAZIONE: aumento del grado di ossidazione = perdita di elettroni
OTTETTO REGOLA: gli atomi tendono ad assumere 8 elettroni nello stato esterno QUANTI o FOTONI:
pacchetti di energia di ognuno dei quali ha l’energia E ν= (con
h
h = 6.62 · 10
-34 J s) che formano la
radiazione elettromagnetica emessa o assorbita da un corpo
P
.........................................................................................................................................
POTENZIALE DI RIDUZIONE (E): valore della f.e.m. di una pila costituita da una semicella con una coppia
redox coniugata e da una semicella con un elettrodo normale ad idrogeno.
R
.........................................................................................................................................
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (REAZIONI REDOX): sono reazioni in cui gli atomi cambiano il loro
grado di ossidazione a causa del trasferimento di elettroni la specie che si ossida è detta RIDUCENTE,
quella che si riduce è detta OSSIDANTE.
RIDUZIONE: diminuzione del grado di ossidazione = acquisto di elettroni
S
.........................................................................................................................................
SPETTRO DI ASSORBIMENTO: radiazioni assorbite da un sistema atomico o molecolare su cui incide un
fascio di radiazioni elettromagnetiche.
SERIE ELETTROCHIMICA DEGLI ELEMENTI: un elenco di elementi in ordine di potenziale di riduzione
standard crescente
SPETTRO DI EMISSIONE: radiazioni emesse da un sistema atomico o molecolare eccitato da una forma di
energia.
T
.........................................................................................................................................
TEMPERATURA: grandezza che esprime il livello termico di un corpo: è intensiva cioè non dipende dalla
massa
TEORIA: spiegazione coerente e rigorosa di un vasto complesso di fenomeni, basata su verifiche
sperimentali
U
.........................................................................................................................................
URTO EFFICACE: urto tra molecole dei reagenti che porta alla formazione di prodotti
V
.........................................................................................................................................
VELOCITA’ di reazione: rapporto tra la quantità di reagente trasformato (o di prodotto formato9 ed il
tempo impiegato
VISCOSITÀ: resistenza di un fluido allo scorrimento
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