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La nuova chimica di Rippa
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Per il ripasso
Concetti in evidenza: highlights degli argomenti trattati
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Idee per insegnare la chimica con
La nuova chimica di Rippa © Italo Bovolenta editore - Zanichelli - 2016
La fotocopia di questa pagina è autorizzata ai soli fini dell’utilizzo
nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
Capitolo 1
La struttura dell’atomo
・ Il modello di atomo planetario immaginato
dopo l’esperimento di Rutherford non permetteva di spiegare perché gli elettroni, carichi negativamente, non cadevano sui nuclei,
carichi positivamente. Gli studi sull’emissione di luce da parte delle sostanze permisero di avanzare nuove ipotesi sulla struttura
atomica. La luce è una particolare forma di
onda elettromagnetica. I parametri che permettono di caratterizzare un’onda sono: frequenza (ν), lunghezza d’onda (λ), ampiezza
(A), periodo (T) e velocità di propagazione.
L’insieme di tutte le frequenze che le onde
elettromagnetiche possono assumere costituisce lo spettro elettromagnetico.
・ Nel 1905 Albert Einstein interpretò l’effetto
fotoelettrico utilizzando i concetti della teoria quantistica, elaborata nel 1900 da Max
Planck. Secondo Einstein la luce si comportava come se fosse costituita da piccolissime
particelle, i fotoni, con energia proporzionale alla loro frequenza. Alla luce era attribuita
una doppia natura, chiamata dualismo onda-particella, in quanto era possibile descriverla sia come un’onda sia come un flusso di
particelle in rapido movimento.
・ Nel 1913 Niels Bohr applicò la teoria quantistica al modello di atomo planetario ed elaborò un modello di atomo in grado di spiegare la frequenza delle righe di emissione
dell’atomo di idrogeno. Nell’atomo di Bohr
gli elettroni avevano energia quantizzata,
cioè la loro energia poteva assumere solo
determinati valori. Gli elettroni, quindi, non
potevano trovarsi a qualunque distanza dal
nucleo, ma giravano intorno ad esso su orbite quantizzate. Anche lo studio della energia di ionizzazione progressiva degli atomi
conferma che gli elettroni possiedono livelli
energetici diversi.
・ Così come la luce ha proprietà particellari
e ondulatorie, anche l’elettrone secondo de
Broglie doveva avere oltre alla componente
corpuscolare anche quella ondulatoria. Per
spiegare perché le energie degli elettroni
in un atomo erano quantizzate, de Broglie
suggerì che gli elettroni potessero avere le
proprietà di un’onda stazionaria. Dopo la
formulazione da parte di Heisenberg del
principio di indeterminazione, in base al
quale non è possibile conoscere contempora-
neamente velocità e posizione di una particella subatomica come l’elettrone, si dovette
passare al calcolo della probabilità di trovare l’elettrone. Nel 1926 Erwin Schrödinger
propose una relazione matematica le cui
soluzioni sono associate alla probabilità di
trovare un elettrone in una data zona dello
spazio atomico. Le soluzioni dell’equazione
d’onda di Schrödinger sono chiamate orbitali. L’orbitale può essere considerato come lo
spazio intorno al nucleo in cui vi è il 95% di
probabilità di trovare l’elettrone. Il modello
atomico basato sugli orbitali è detto modello
quantomeccanico.
・ Il numero quantico principale n definisce le
dimensioni dell’orbitale e quindi la sua energia. Il numero quantico angolare l determina la forma dell’orbitale. Il numero quantico
magnetico m descrive l’orientazione dell’orbitale nello spazio. Il numero quantico di
spin ms contraddistingue il senso di rotazione dell’elettrone intorno al suo asse.
・ Il numero di orbitali possibili per ogni valore
di n è n2. In base al valore del numero quantico angolare l abbiamo orbitali sferici di tipo s
oppure di tipo p, d o f, rispettivamente quando l è uguale a 0, 1, 2 o 3.
・ In base al principio di esclusione di Pauli,
in un atomo due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici identici;
ciò implica che ogni orbitale può al massimo
contenere due elettroni con spin opposto.
・ L’energia degli orbitali aumenta all’aumentare dei valori di n e, a parità di n, all’aumentare dei valori di l. Secondo il principio
di Aufbau, ogni elettrone va a occupare l’orbitale che ha energia minore tra quelli non
completi già con due elettroni. La disposizione degli elettroni di un elemento può essere
immaginata come la collocazione di elettroni in orbitali a differente energia a partire
dall’orbitale a più bassa energia, cioè quello
più vicino al nucleo, l’orbitale 1s. In base alla
regola di Hund gli elettroni tendono a occupare, con spin parallelo tra loro, il maggior
numero possibile di orbitali isoenergetici,
cioè di orbitali aventi la stessa energia.
・ Ogni elemento è identificato dalla configurazione elettronica totale, che descrive, utilizzando la notazione spdf, in quali orbitali
dell’atomo sono presenti i suoi elettroni.
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Capitolo 2 - Struttura elettronica e proprietà periodiche
Struttura elettronica
e proprietà periodiche
・ In base alla somiglianza della configurazione elettronica e alla manifestazione di simili proprietà chimiche, gli elementi sono
classificati e ordinati nel Sistema periodico,
costruito sul modello della Tavola periodica
proposta da Mendeleev.
・ Nel Sistema periodico gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico.
Gli elementi che sono collocati sulla stessa linea orizzontale appartengono allo stesso periodo, quelli che si trovano sulla stessa linea
verticale appartengono allo stesso gruppo.
・ Gli elementi dei gruppi 1 e 2 sono chiamati
elementi del blocco s, mentre gli elementi
dei gruppi dal 13 al 18 sono chiamati elementi del blocco p. Gli elementi del blocco d sono
detti elementi di transizione. Gli elementi
del blocco f sono molto rari in natura e alcuni di essi sono artificiali.
periodo. L’affinità elettronica è l’energia che
si scambia quando un atomo accetta un elettrone in più. L’affinità elettronica varia nel
Sistema periodico in modo analogo all’energia di ionizzazione.
・ I metalli sono elementi chimici con bassa
energia di ionizzazione, per cui tendono a
cedere facilmente elettroni. I non-metalli
hanno invece alta energia di ionizzazione. Il
carattere metallico degli elementi aumenta
scendendo lungo un gruppo e diminuisce
spostandosi verso sinistra in un periodo.
・ La tendenza di un elemento a trattenere gli
elettroni di legame è misurata dall’elettronegatività. L’elettronegatività diminuisce
scendendo nel gruppo e aumenta spostandosi verso destra nel periodo.
PER IL RIPASSO
Capitolo 2
・ Tutti gli elementi di un gruppo hanno la
stessa configurazione elettronica esterna.
Le proprietà chimiche degli elementi non
dipendono dal numero totale degli elettroni,
ma dalla configurazione elettronica esterna.
Elementi dello stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili.
・ Il volume atomico di un elemento è la misura dello spazio occupato dal nucleo e dagli
elettroni dell’atomo. Il raggio atomico di un
elemento è la metà della distanza tra due nuclei di uno stesso elemento legati tra loro. Volume atomico e raggio atomico aumentano
scendendo nel gruppo e diminuiscono andando da sinistra verso destra nel periodo.
・ Quando un atomo cede uno o più elettroni
diventa uno ione positivo o catione. Quando
un atomo acquista uno o più elettroni diventa uno ione negativo o anione. Ioni e atomi
che hanno la stessa configurazione elettronica sono detti isoelettronici. Un atomo che
diventa un catione diminuisce il proprio volume atomico; il volume aumenta se invece
diventa un anione.
・ L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere l’elettrone più esterno
da un atomo gassoso isolato. L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo nel gruppo e aumenta spostandosi verso destra nel
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Capitolo 3 - Legame chimico
Capitolo 3
Legame chimico
・ I legami chimici sono le forze attrattive di
natura elettrica che tengono uniti gli atomi
nelle molecole o nei composti ionici.
・ Le rappresentazioni di Lewis sono usate per
rappresentare molecole e composti ionici, facendo corrispondere un punto agli elettroni
più esterni.
・ La configurazione elettronica s2p6, con otto
elettroni nel guscio più esterno, è chiamata
configurazione a ottetto. La configurazione
a ottetto è la configurazione stabile a bassa
energia ed è tipica dei gas nobili. Secondo
la regola dell’ottetto, ogni atomo quando si
lega tende a raggiungere la configurazione
elettronica esterna s2p6, cioè l’ottetto.
・ Il legame ionico è la forza di attrazione elettrostatica che unisce gli ioni positivi e gli
ioni negativi nei composti ionici. Il legame
ionico si forma quando la differenza di elettronegatività è elevata (> 1,7÷2,5). I composti
ionici si trovano comunemente come solidi
cristallini.
・ Il legame covalente è dovuto a una coppia di
elettroni condivisa tra due atomi. La coppia
elettronica condivisa deriva da elettroni a spin
opposto presenti negli orbitali più esterni. Gli
orbitali si sovrappongono parzialmente.
・ Se i due atomi che condividono la coppia
hanno la stessa elettronegatività, la carica
elettrica è equamente distribuita e il legame
è detto covalente omopolare. Se l’elettronegatività è diversa, all’interno della molecola
si hanno parti con carica uguale ma opposta,
cioè dipoli, e il legame prende il nome di covalente eteropolare.
condivisa (datore) mette in compartecipazione un doppietto elettronico con un atomo
che ha un orbitale vuoto (accettore).
・ Il legame metallico si stabilisce tra gli atomi
dei metalli, che diventano facilmente cationi circondati da una nube elettronica.
・ Il legame ione-dipolo è la forza di attrazione
elettrostatica che unisce uno ione a una molecola in cui è presente un dipolo permanente.
・ Le interazioni di Van der Waals sono deboli forze di attrazione intermolecolare che si
possono stabilire tra due dipoli, interazione
dipolo-dipolo, tra un dipolo e una molecola
apolare, interazione dipolo-dipolo indotto, o tra due molecole apolari, interazione
dipolo indotto-dipolo indotto detta anche
forza di London. Il legame idrogeno è una
interazione dipolo-dipolo particolarmente
forte, che si origina tra un atomo di idrogeno
di una molecola e un atomo di un elemento
molto elettronegativo di un’altra molecola.
・ L’energia che si libera nella formazione di un
legame o che bisogna fornire per romperlo è
l’energia di legame. L’energia di legame diminuisce all’aumentare del raggio degli atomi legati, cresce col numero dei legami ed è
più alta per i legami primari (covalente, ionico, metallico) rispetto ai legami secondari
(ione-dipolo, interazioni di Van der Waals,
idrogeno).
・ La lunghezza di legame è la distanza tra i
nuclei degli atomi legati.
・ I legami σ (sigma) sono legami covalenti in
cui la sovrapposizione degli orbitali atomici
avviene lungo la congiungente i due nuclei.
Nei legami π (pi greco), invece, la sovrapposizione degli orbitali atomici avviene in una
direzione perpendicolare alla congiungente
dei nuclei. Il legame σ si forma quando viene condivisa una sola coppia elettronica. Se
le coppie condivise sono due o tre, oltre al legame σ si formano, rispettivamente, uno o
due legami π. In questo caso si hanno legami
covalenti doppi o tripli.
・ Nel legame covalente dativo un atomo che
possiede almeno una coppia di elettroni non
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Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
Capitolo 4
Capitolo 5
・ L’angolo di legame è l’angolo formato dagli
assi di due legami chimici che partono dallo stesso atomo. La forma e le dimensioni di
una molecola, la disposizione degli atomi, la
lunghezza e l’angolo di legame definiscono la
geometria molecolare.
・ La formula molecolare di un composto indica il rapporto numerico tra gli atomi che costituiscono una singola molecola. La formula
minima indica invece il minino rapporto di
numeri interi esistente tra gli atomi che costituiscono un composto chimico. La formula
di struttura indica anche la disposizione degli atomi nello spazio e il numero di legami
presenti tra essi.
・ Secondo la teoria VSEPR la geometria di
una molecola è determinata dalle forze di
repulsione tra i doppietti elettronici esterni.
La struttura di una molecola si ottiene contando le coppie elettroniche presenti attorno
all’atomo centrale. La forma che la molecola
assume si ricava dal numero di coppie elettroniche di legame e di non legame.
・ La geometria delle molecole può essere desunta anche facendo ricorso alla teoria degli orbitali ibridi. Gli orbitali ibridi si formano per
combinazione di orbitali atomici di uno stesso
atomo. I due orbitali isoenergetici prodotti con
l’ibridazione sp derivano dal rimescolamento
tra un orbitale s e un orbitale p. I tre orbitali
isoenergetici sp2 derivano dal rimescolamento tra un orbitale s e due orbitali p. I quattro
orbitali isoenergetici sp3 derivano dal rimescolamento di un orbitale s con tre orbitali p.
・ La presenza di legami covalenti eteropolari e
la forma piegata di alcune molecole possono
generare un dipolo permanente. Le molecole
in cui è presente un dipolo permanente sono
chiamate molecole polari. Le proprietà delle
molecole polari sono diverse da quelle delle
molecole apolari. Le molecole polari si legano fortemente tra loro e con altre molecole e
ioni e si trovano comunemente allo stato liquido o solido. Le molecole apolari si legano
con difficoltà e con poca forza e in natura si
trovano prevalentemente allo stato gassoso.
・ Alcuni liquidi sono miscibili tra loro in tutte le proporzioni, altri lo sono parzialmente e
altri ancora sono totalmente immiscibili. Le
sostanze polari si sciolgono in quelle polari,
mentre le sostanze apolari si sciolgono nelle
apolari: il simile scioglie il simile.
・ La molecola d’acqua è polare, per cui l’acqua
con il processo di dissoluzione è in grado di
solubilizzare i solidi ionici e i solidi molecolari.
Nomi e formule
dei composti chimici
・ La valenza di un elemento in un composto è
il numero di legami che l’elemento instaura
con atomi di altri elementi.
・ Nella formazione dei composti gli elementi
seguono la regola dell’ottetto, cioè tendono
a raggiungere la configurazione elettronica
del gas nobile più vicino, scambiando il necessario numero di elettroni.
・ Il numero di ossidazione di un atomo indica
il numero di elettroni che l’atomo possiede,
o comunque utilizza, in eccesso o in difetto
rispetto allo stesso atomo allo stato elementare. Gli elementi che, a seconda del numero di ossidazione che assumono, si possono
comportare da metalli o da non-metalli sono
chiamati anfoteri. La somma algebrica dei
numeri di ossidazione degli atomi di una molecola è uguale a 0.
・ La nomenclatura chimica è il complesso di
regole che consente di attribuire un nome a
ogni composto di cui si conosca la formula
e, viceversa, di ricavare la formula una volta
noto il nome del composto. La nomenclatura
IUPAC è quella ufficialmente usata in chimica, ma nell’uso comune si fa ricorso alla nomenclatura tradizionale.
PER IL RIPASSO
Forma delle molecole
e proprietà delle sostanze
・ Sia i metalli che i non-metalli formano con
l’ossigeno composti binari, cioè formati da
due soli elementi, che sono chiamati ossidi.
In questi composti l’ossigeno ha sempre numero di ossidazione –2. Gli ossidi formati dai
metalli, per il loro comportamento chimico,
vengono chiamati ossidi basici, mentre quelli formati dai non-metalli sono classificati
come ossidi acidi o anidridi.
・ Gli elementi del gruppo 17, gli alogeni, e lo
zolfo formano con l’idrogeno composti binari
a carattere acido denominati idracidi. Quando l’elemento che si lega all’idrogeno, invece,
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Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
è un metallo, i composti sono detti idruri.
・ Gli idrossidi sono composti ternari, cioè formati da tre elementi, in cui troviamo un metallo, l’ossigeno e l’idrogeno. Negli idrossidi,
che sono composti molto reattivi e che manifestano comportamento basico, è presente lo
ione idrossido OH–.
・ Gli ossiacidi sono composti ternari a carattere acido, contenenti atomi di ossigeno, di
idrogeno e di un elemento non-metallico, derivati dalla reazione delle anidridi con acqua.
Quel che resta di un acido per perdita parziale o totale degli idrogeni è uno ione che prende il nome di radicale acido.
・ Gli ioni positivi possono essere indicati col
numero di Stock, che indica il numero di cariche positive. Importanti ioni positivi sono
l’idrogenione H+, lo ione ossonio H3O+ e lo
ione ammonio NH4+.
・ I sali si originano per reazione tra qualunque
composto derivato da un metallo e qualunque composto derivato da un non-metallo.
Un sale è perciò costituito da una parte metallica, lo ione del metallo o un altro catione, e
da una parte non-metallica, l’anione del nonmetallo o un radicale acido, che può essere
uno ione poliatomico. I sali acidi derivano
da radicali acidi che contengono ancora idrogeni.
・ I perossidi sono composti binari molto instabili dalle proprietà ossidanti. Possono essere
considerati come derivati dagli ossidi, per
sostituzione di un atomo di ossigeno con un
gruppo perosso (O22–).
Capitolo 6 - Radioattività e reazioni nucleari
Capitolo 6
Radioattività
e reazioni nucleari
・ La radioattività è il fenomeno per cui alcuni
atomi emettono spontaneamente radiazioni.
Una volta individuati gli atomi radioattivi e i
relativi radioisotopi, diventa possibile verificare che atomi di elementi radioattivi si possono trasformare in atomi di altri elementi.
Con gli acceleratori di particelle si possono
manipolare i nuclei atomici, facendoli colpire
da particelle ad alta energia, che modificano
l’assetto originario di protoni e neutroni.
・ La massa del nucleo è inferiore alla somma
delle masse dei suoi costituenti. La differenza tra la somma delle masse dei singoli costituenti del nucleo e la massa del nucleo è
definita difetto di massa.
・ In base all’equazione di Einstein E = m · c 2 si
può affermare che la materia è una forma di
energia, l’energia una manifestazione della
materia. Le due grandezze sono convertibili
l’una nell’altra. Se diminuisce la massa di un
corpo, diminuisce anche la sua energia.
・ L’equazione di Einstein riunisce in sé e unifica il principio di conservazione della massa e
quello di conservazione dell’energia. Il principio di Lavoisier mantiene sostanzialmente la
sua validità in ambito chimico, perché i valori dell’energia liberata sono così bassi da non
determinare difetti di massa apprezzabili.
・ La stabilità del nucleo dipende dal rapporto
tra il numero dei neutroni e il numero dei
protoni. Quanti più protoni vi sono in un
nucleo, tanti più neutroni occorrono per renderlo stabile. Per gli elementi più leggeri il
nucleo è stabile quando il rapporto tra il numero di neutroni e il numero di protoni vale
1, mentre per gli elementi più pesanti la stabilità si ha quando il numero di neutroni supera il numero di protoni. Gli elementi molto
pesanti, con Z maggiore di 83, sono sempre
instabili. All’aumentare del numero atomico,
la stabilità dei nuclei prima aumenta poi diminuisce.
・ I radioisotopi instabili emettono radiazioni
per diventare alla fine isotopi stabili. Le radiazioni emesse dai radioisotopi sono di tre
tipi: radiazioni α (alfa), radiazioni β (beta) e
radiazioni γ (gamma). Una radiazione α, chiamata anche particella α, è costituita da due
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Capitolo 6 - Radioattività e reazioni nucleari
・ Il processo attraverso il quale un nucleo instabile emette spontaneamente radiazioni per
stabilizzarsi prende il nome di decadimento
radioattivo. Col decadimento α ogni atomo,
emettendo una particella α, si trasforma in
un atomo dell’elemento che lo precede di due
posti nel Sistema periodico. Col decadimento
β– un elemento che emette una particella β si
trasforma in un elemento che lo segue di un
posto nel Sistema periodico. Nel decadimento γ, che si accompagna al decadimento α o
β, l’emissione di un raggio γ non determina
modificazioni del numero atomico e del numero di massa, ma permette l’eliminazione
di energia in eccesso.
・ Le reazioni chimiche interessano solo la regione periferica degli atomi, quella degli elettroni di valenza. Le reazioni nucleari riguardano, invece, i piccolissimi e lontanissimi
nuclei e pertanto sono molto più difficili da
realizzare. D’altra parte, le particelle nel nucleo sono molto più vicine tra loro e le forze
che agiscono hanno valori decisamente più
alti rispetto a quelle che riguardano gli elettroni.
PER IL RIPASSO
protoni e due neutroni e pertanto corrisponde a un nucleo di elio con due cariche positive.
Una radiazione β, chiamata anche particella
β, è un elettrone emesso da un neutrone. Una
radiazione γ, o raggio γ, è una radiazione elettromagnetica ad altissima frequenza.
・ Il tempo necessario perché si abbia il decadimento di metà degli atomi di un radioisotopo
in un altro si chiama tempo di dimezzamento e ha valore costante per ogni coppia di
isotopi. Sulla costanza del tempo di dimezzamento è basato il metodo radiometrico per
determinare l’età delle rocce.
・ Gli elementi artificiali sono stati sintetizzati dall’uomo bombardando gli atomi e
sono molto instabili. Il processo con cui un
elemento chimico per mezzo di reazioni nucleari viene trasformato in un altro prende il
nome di trasmutazione nucleare.
・ Il processo per cui un nucleo si spezza per
dare due nuclei, particelle subatomiche ed
energia si chiama fissione nucleare. Adoperando per la fissione una quantità di radioisotopo inferiore a uno specifico valore di massa, detto massa critica, si produce energia a
una velocità regolabile; quando la quantità è
maggiore della massa critica, la produzione
di energia non è controllabile e avviene un’esplosione. Sul processo di fissione nucleare
sono basate le tecnologie che hanno portato
sia alle armi nucleari sia alle pile atomiche.
・ Si chiama fusione nucleare la reazione in
base alla quale due nuclei atomici si uniscono per formarne uno. Nel corso dei processi
di fusione nucleare si libera una quantità di
energia circa 10 volte superiore a quella prodotta nei processi di fissione, poiché è maggiore la differenza tra lo stato energetico iniziale e quello finale.
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Capitolo 7 - Proprietà delle soluzioni
Capitolo 7
Proprietà delle soluzioni
・ La dissociazione elettrolitica è il processo
con cui un solvente separa ioni di carica opposta e si lega ad essi, circondandoli. Le sostanze che si dissociano in ioni in soluzione
acquosa sono dette elettroliti, mentre le sostanze che si solubilizzano, ma non formano
ioni, sono dette non-elettroliti.
・ Le soluzioni che contengono ioni conducono
la corrente e sono dette soluzioni elettrolitiche.
・ L’acqua è in grado di provocare la ionizzazione di molecole polari, cioè la loro scomposizione in ioni. Alla ionizzazione di queste sostanze segue la dissociazione elettrolitica.
・ Gli elettroliti forti sono completamente dissociati in ioni e sono buoni conduttori. Gli
elettroliti deboli sono solo parzialmente
dissociati. Il grado di dissociazione α di un
elettrolita indica il rapporto tra il numero di
molecole dissociate e il numero di molecole
iniziali.
mite della costante ebullioscopica molale:
Δteb = m · Keb.
・ Una soluzione passa allo stato solido a temperatura inferiore a quella del solvente puro.
L’abbassamento crioscopico è proporzionale
alla concentrazione molale della soluzione
per il tramite della costante crioscopica molale: Δtcr = m · Kcr.
・ L’osmosi è la migrazione spontanea delle
molecole del solvente da una soluzione più
diluita a una più concentrata attraverso una
membrana semipermeabile, che fa passare il solvente ma non il soluto. La pressione
osmotica di una soluzione è la pressione che
occorre esercitare per bilanciare il flusso di
solvente che passa attraverso una membrana semipermeabile dalla soluzione più diluita, soluzione ipotonica, a quella più concentrata, soluzione ipertonica. Due soluzioni
che hanno la stessa pressione osmotica sono
isotoniche.
・ Per il calcolo della pressione osmotica si fa riferimento a un’equazione analoga all’equazione di stato dei gas: π · V = n · R · T.
・ L’abbassamento della pressione di vapore,
l’innalzamento della temperatura di ebollizione, l’abbassamento della temperatura di
solidificazione e la pressione osmotica sono
proprietà colligative o correlate delle soluzioni. Queste proprietà non dipendono dalla
natura chimica del soluto e del solvente, ma
solo dalla concentrazione. La concentrazione
deve tenere conto, attraverso il coefficiente
di Van’t Hoff, del numero effettivo di particelle formatesi dopo la dissociazione elettrolitica. La concentrazione può essere espressa
anche con la frazione molare e la molalità. La
frazione molare indica il rapporto tra il numero di moli di un componente della soluzione e il numero di moli totali. La molalità
corrisponde alle moli di soluto aggiunte a 1
kg di solvente.
・ La presenza del soluto riduce la tendenza a
evaporare del solvente e quindi abbassa la
sua pressione di vapore. In base alla legge
di Raoult la pressione di vapore del solvente
nella soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente: psolv =
Xsolv · p°solv.
・ Una soluzione bolle a temperatura superiore
a quella del solvente puro. L’innalzamento
ebullioscopico è proporzionale alla concentrazione molale della soluzione per il tra12
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Capitolo 8 - Reazioni chimiche
Capitolo 9 - Energia e velocità delle reazioni chimiche
Capitolo 8
Capitolo 9
・ Le reazioni chimiche possono essere classificate in: reazioni di sintesi o di combinazione
diretta (A + B → AB); reazioni di decomposizione o di scissione (AB → A + B); reazioni di
dissociazione ionica (reazioni in cui un sale,
un acido o una base si dissociano formando
gli ioni corrispondenti); reazioni di sostituzione semplice (A + BC → AC + B); reazioni
di doppio scambio o di doppia sostituzione
(AB + CD → AD + CB). Un’importante categoria di reazioni di doppio scambio è quella delle reazioni di neutralizzazione (reazioni tra
un acido e un idrossido per formare un sale
più acqua). Alcune reazioni avvengono con
trasferimento di elettroni da una specie chimica a un’altra. Le reazioni che comportano
un trasferimento di elettroni sono chiamate reazioni di ossidoriduzione o redox. Una
categoria di reazioni di ossidoriduzione ben
nota è quella delle reazioni di combustione,
che sono reazioni in cui una sostanza reagisce con ossigeno per formare composti contenenti ossigeno, con liberazione di calore.
・ La stechiometria è lo studio delle relazioni
quantitative tra le sostanze nelle reazioni chimiche. Nel corso di una reazione chimica il
numero delle moli può variare. La quantità di
prodotti che si formano durante una reazione
può essere calcolata considerando i rapporti
stechiometrici tra le sostanze coinvolte.
・ Il reagente limitante è la sostanza che si esaurisce per prima durante una reazione e che limita la quantità di prodotto che si ottiene.
・ Con la titolazione si può determinare la concentrazione di una soluzione attraverso la
misura del volume di una soluzione a concentrazione nota, che viene fatta reagire in
modo completo con un dato volume della soluzione incognita.
・ La resa teorica di una reazione è la quantità
massima di prodotti che può essere ottenuta,
se tutta la massa dei reagenti viene trasformata nei prodotti. La resa effettiva è la quantità di prodotto che si ottiene al termine della
reazione. Le procedure analitiche comportano una inevitabile perdita di sostanze, per cui
la resa effettiva di una reazione risulta sempre minore della resa teorica. La resa percentuale di una reazione esprime in percentuale
la quantità di prodotto ottenuta in rapporto a
quella massima ottenibile.
Energia e velocità
delle reazioni chimiche
・ L’energia chimica di un sistema è l’energia
associata ai legami chimici primari e secondari delle sostanze presenti. L’energia chimica di una molecola è tanto minore quanto
più forti sono i suoi legami.
・ La termodinamica è la scienza che studia i
trasferimenti di energia nei sistemi. In particolare, la termochimica studia gli scambi
di calore nel corso delle reazioni chimiche. In
una reazione chimica il sistema è l’insieme
delle sostanze che partecipano alla reazione,
mentre il recipiente di reazione e lo spazio
fisico in cui si opera costituiscono l’ambiente. In termodinamica il sistema e l’ambiente
formano l’universo.
・ L’energia interna è l’energia totale di un
sistema. L’energia interna di un sistema è
uguale alla somma tra l’energia chimica e
l’energia termica.
・ Il primo principio della termodinamica afferma che l’energia dell’universo è costante.
In una trasformazione chimica l’energia totale del sistema e dell’ambiente si conserva,
ma può essere convertita da una forma a
un’altra.
・ L’entalpia è una funzione di stato che esprime il calore scambiato da un sistema a pressione costante. Se durante una reazione la
variazione di entalpia ΔHreazione è minore di
0, si libera calore e la reazione è esotermica; la reazione è invece endotermica, se si
consuma calore e ΔHreazione è maggiore di 0.
Nelle reazioni esotermiche l’energia chimica contenuta nelle molecole si trasforma in
energia termica; nelle reazioni endotermiche si ha trasformazione di energia termica
in energia chimica.
PER IL RIPASSO
Reazioni chimiche
・ La legge di Hess afferma che la quantità di
calore prodotta o richiesta da una reazione
chimica dipende dall’energia interna dei reagenti e dei prodotti e non dal cammino effettivamente percorso dalla reazione.
・ L’entalpia di formazione di un composto
corrisponde al calore sviluppato o assorbito
quando una mole di quel composto si forma
a partire dagli elementi costituenti.
・ L’entropia (S) è una funzione di stato che
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Capitolo 9 - Energia e velocità delle reazioni chimiche
esprime il grado di disordine di un sistema.
Ogni sistema tende a evolvere spontaneamente verso una condizione di massima entropia, che corrisponde a una condizione di
massima probabilità.
・ L’energia libera (G) è la grandezza che esprime la spontaneità delle reazioni chimiche.
L’energia libera tiene conto sia dell’entalpia
che dell’entropia attraverso la relazione: ΔG
= ΔH – TΔS dove T è la temperatura assoluta espressa in kelvin. Se ΔG < 0 la reazione è
spontanea, mentre se ΔG > 0 la reazione non
è spontanea, ma lo è la reazione inversa.
・ La velocità di reazione indica il numero
delle moli di reagente che si trasforma, o il
numero delle moli di prodotto che si forma,
nell’unità di tempo.
・ La velocità di una reazione chimica è direttamente proporzionale al prodotto delle
concentrazioni dei reagenti, ognuna elevata
a potenza avente per esponente un coefficiente determinato sperimentalmente che
dipende dal tipo di reazione.
・ Il fattore sterico di una reazione è la probabilità che le particelle urtino nel punto giusto,
in modo che la reazione avvenga. A parità di
altri fattori, la velocità di una reazione chimica è inversamente proporzionale al numero degli atomi delle molecole dei reagenti.
・ Perché una reazione chimica avvenga, occorre che le molecole dei reagenti urtino con
una energia almeno sufficiente a rompere i
loro legami. La quantità minima di energia
che deve essere fornita ai reagenti perché la
reazione possa avvenire è l’energia di attivazione. Il sistema alla massima energia che
si forma quando due specie chimiche urtano nel punto giusto e con la giusta energia è
chiamato complesso attivato.
・ La velocità di una reazione chimica aumenta
all’aumentare della suddivisione dei reagenti e all’aumentare della temperatura.
・ Un catalizzatore è una specie chimica che
fa diminuire l’energia di attivazione di una
reazione e la accelera senza parteciparvi direttamente e senza venire consumata.
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
Capitolo 10
L’equilibrio chimico
・ In linea di principio tutte le reazioni chimiche possono procedere in entrambe le direzioni, da sinistra verso destra e viceversa, e
sono perciò reazioni reversibili.
・ Un sistema chimico è all’equilibrio quando
la velocità della reazione diretta è uguale
alla velocità della reazione inversa. Nelle
condizioni di equilibrio chimico le concentrazioni di tutte le specie chimiche restano
costanti nel tempo. L’equilibrio chimico è un
equilibrio dinamico.
・ La legge di azione di massa o di Guldberg e
Waage afferma che, in una reazione chimica
all’equilibrio, il rapporto tra il prodotto delle
concentrazioni delle sostanze prodotte e il
prodotto delle concentrazioni delle sostanze
reagenti è costante e prende il nome di costante di equilibrio.
・ Nell’espressione della costante di equilibrio
i coefficienti stechiometrici dell’equazione
chimica diventano esponenti del valore di
concentrazione della sostanza cui si riferiscono. Se il valore della costante di equilibrio
è maggiore di 1, l’equilibrio chimico è spostato a destra; se il suo valore è minore di 1, l’equilibrio è spostato a sinistra.
・ Le reazioni in cui un prodotto si sottrae continuamente all’equilibrio, perché volatile o
insolubile, sono dette reazioni a completamento o reazioni irreversibili. In una reazione a completamento l’equilibrio chimico
è tutto spostato verso destra, così da trasformare completamente i reagenti in prodotti.
・ Quando applichiamo la legge di azione di
massa a composti gassosi, le quantità dei reagenti e dei prodotti possono essere espresse
come pressioni parziali.
・ Il quoziente di reazione esprime il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei
prodotti e quello delle concentrazioni dei
reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico come compare nella
reazione bilanciata, quando la reazione non
si trova in condizioni di equilibrio.
・ Se il quoziente di reazione Q è minore della
costante di equilibrio K (Q < K), il sistema
non è all’equilibrio, per cui parte dei reagenti
si trasformerà nei prodotti; se Q > K il sistema non è all’equilibrio, per cui parte dei pro-
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dotti si trasformerà nei reagenti; se Q = K il
sistema è all’equilibrio.
・ Gli equilibri che presentano diverse fasi sono
chiamati equilibri eterogenei. Negli equilibri eterogenei l’espressione della costante di
equilibrio non tiene conto delle concentrazioni dei solidi e dei liquidi puri presenti.
・ Il principio dell’equilibrio mobile o di Le
Châtelier afferma che, quando un sistema
chimico all’equilibrio viene sottoposto a una
variazione di pressione, temperatura o concentrazione, il sistema reagisce in modo da
compensare parzialmente la variazione apportata, fino al raggiungimento di un nuovo
equilibrio.
・ Il principio di Le Châtelier permette di fare
previsioni qualitative sulle conseguenze
delle possibili variazioni apportate a un sistema chimico all’equilibrio. L’equilibrio può
essere spostato: aumentando o diminuendo
le concentrazioni dei reagenti o dei prodotti;
variando la pressione esercitata sul sistema,
se il numero delle molecole allo stato gassoso
dei reagenti è diverso da quello dei prodotti; variando la temperatura, se la reazione è
esotermica o endotermica.
・ Quando un sale poco solubile viene posto in
acqua, si stabilisce un equilibrio eterogeneo
tra gli ioni che passano in soluzione e il precipitato presente come corpo di fondo. A temperatura costante, nella soluzione satura il
prodotto delle concentrazioni degli ioni presenti in soluzione, ciascuna elevata al proprio
coefficiente stechiometrico come compare
nella reazione di dissociazione, è costante ed
è uguale al prodotto di solubilità.
・ L’effetto dello ione in comune favorisce la
precipitazione di un sale poco solubile, anche dopo che si è formato il corpo di fondo.
L’aggiunta di uno ione in comune a una soluzione satura di un sale poco solubile fa diminuire la solubilità del sale e ne determina la
precipitazione.
・ Il quoziente di reazione consente di prevedere se si forma un precipitato, quando uniamo
soluzioni di composti ionici a concentrazioni
note.
Capitolo 11 - Acidi e basi
Capitolo 11
Acidi e basi
・ Secondo la teoria di Arrhenius un acido è
una sostanza che rilascia in acqua idrogenioni H + , mentre una base libera ioni idrossido o ossidrilioni OH–.
・ L’idrogenione H+ non può esistere da solo. Lo
ione ossonio o ione idronio H3O + si forma
quando un composto libera un idrogenione
in acqua, alla quale l’idrogenione si lega con
un legame dativo.
・ La teoria di Brønsted-Lowry identifica un
acido come una specie chimica in grado di
cedere un idrogenione a una base, mentre
una base è una specie in grado di accettare
un idrogenione da un acido.
・ Una reazione tra un acido e una base comporta il trasferimento di un idrogenione da
una specie all’altra. Quando l’acido perde
l’idrogenione si trasforma nella sua base coniugata, mentre la base che accetta l’idrogenione si trasforma nel suo acido coniugato.
Le due specie chimiche che differiscono per
un idrogenione costituiscono una coppia coniugata acido-base.
・ Secondo la teoria di Lewis una base di Lewis
è una specie chimica in grado di donare un
doppietto elettronico a un acido di Lewis,
formando un legame dativo, mentre un acido di Lewis è una specie in grado di accettare un doppietto elettronico da una base
di Lewis, formando un legame dativo. Dalla
reazione tra un acido di Lewis e una base di
Lewis si formano composti chiamati complessi o composti di coordinazione.
PER IL RIPASSO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
・ Un elettrolita anfotero è una specie chimica
che può comportarsi sia da acido che da base.
L’acqua è un elettrolita anfotero.
・ Le molecole d’acqua possono ionizzarsi cedendo un idrogenione H+ ad altre molecole
d’acqua. La reazione prende il nome di autoionizzazione. La reazione di ionizzazione
dell’acqua è una reazione reversibile. L’equilibrio è fortemente spostato verso sinistra e
la costante di equilibrio può essere ridotta a
un prodotto, diventando così il prodotto ionico dell’acqua Kw = [H3O +] · [OH–].
・ Alla temperatura di 25 °C il prodotto tra la
concentrazione dello ione ossonio e la concentrazione dello ione idrossido in acqua
vale 10–14 .
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Capitolo 11 - Acidi e basi
・ Nell’acqua la concentrazione degli ioni ossonio è uguale a quella degli ioni idrossido
e vale 10–7 M. Una soluzione in cui [H3O +] =
[OH–] è definita soluzione neutra.
・ Una soluzione che contiene ioni ossonio in
concentrazione superiore agli ioni idrossido,
cioè nella quale [H3O +] > 10–7 M, è una soluzione acida. Una soluzione che contiene ioni
idrossido in concentrazione superiore agli
ioni ossonio, cioè nella quale [OH–] > 10–7 M, è
una soluzione basica.
・ Per esprimere la concentrazione degli ioni
H3O + e degli ioni OH– nelle soluzioni acquose
si preferisce fare riferimento, piuttosto che
ai valori della molarità, al valore rispettivamente del pH e del pOH. Il pH di una soluzione è il logaritmo negativo in base 10 della
concentrazione dello ione ossonio, cioè pH =
–log10 [H3O +]. Il pOH di una soluzione è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione dello ione idrossido, cioè pOH = –log10
[OH–].
・ Poiché il prodotto ionico dell’acqua Kw è costante in tutte le soluzioni ed è 10–14, per tutte le soluzioni i valori di pH e pOH devono
essere tali che la loro somma sia uguale a
14, cioè pH + pOH = 14 = pKw. Una soluzione è
acida se il pH è minore di 7, neutra se il pH è
uguale a 7, basica se il pH è maggiore di 7.
・ Un generico composto X—O—H si comporta
da acido, da base o da elettrolita anfotero a
seconda che X abbia, rispettivamente, un valore alto, basso o medio di elettronegatività.
・ La costante di equilibrio della reazione di
dissociazione, detta costante di dissociazione, di un acido e quella di una base esprimono, rispettivamente, quanto è dissociato l’acido o la base. Acidi e basi che in acqua sono
molto dissociati sono detti acidi forti e basi
forti. Acidi e basi che in acqua sono parzialmente dissociati sono detti acidi deboli e
basi deboli.
・ La reazione acido-base è una reazione di
neutralizzazione alla fine della quale, se abbiamo aggiunto quantità uguali di ioni ossonio e di ioni idrossido, otteniamo una soluzione neutra di un sale in acqua.
・ Il fenomeno per cui la soluzione di un sale
è acida o basica si chiama idrolisi salina.
La reazione di idrolisi acida avviene nelle
soluzioni dei sali provenienti da un acido
forte e una base debole; la reazione di idrolisi basica avviene nelle soluzioni dei sali provenienti da un acido debole e una base forte.
・ Una soluzione tampone è un sistema in
grado di limitare la variazione del pH di
una soluzione in seguito all’aggiunta di un
acido o di una base. Una soluzione tampone
è costituita da un acido debole e da un suo
sale con una base forte oppure da una base
debole e un suo sale con un acido forte.
・ Si chiama indicatore di pH un acido debole, le cui molecole hanno colore diverso da
quello degli ioni, dal cui colore è possibile risalire al pH della soluzione. Il pH al quale un
indicatore cambia il proprio colore si chiama
pH di viraggio.
・ Il titolo di una soluzione indica il valore della
sua concentrazione. Si chiama titolazione
acido-base la determinazione della concentrazione di un acido mediante aggiunta di
una base a titolo noto, o viceversa.
・ L’equivalente chimico è la quantità di un
acido che rilascia una mole di ioni ossonio o
la quantità di una base che reagisce con una
mole di ioni ossonio. La normalità di una
soluzione indica il numero di equivalenti
chimici contenuti in 1 L di soluzione.
・ Gli acidi sono detti monoprotici se possono
cedere un solo idrogenione, altrimenti sono
poliprotici e più precisamente diprotici, triprotici o tetraprotici, a seconda che siano capaci di cedere due, tre o quattro idrogenioni.
・ Le basi possono essere monobasiche, dibasiche, tribasiche, in generale polibasiche, a
seconda che siano in grado di rilasciare, rispettivamente, uno, due, tre, in generale più,
ioni idrossido.
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Capitolo 12 - Elettrochimica
Elettrochimica
・ Nelle reazioni di ossidoriduzione o reazioni
redox avviene un trasferimento di elettroni
da una specie chimica a un’altra. La specie
chimica che cede elettroni è il riducente; la
specie chimica che acquista elettroni è l’ossidante. Nelle reazioni redox alcuni atomi
subiscono un aumento del numero di ossidazione, perdendo elettroni col processo detto
ossidazione, altri invece subiscono una diminuzione del numero di ossidazione, acquistando elettroni col processo di riduzione.
・ Per bilanciare una reazione di ossidoriduzione è conveniente rappresentarla attraverso
disgiunte semireazioni redox, una per l’ossidazione e una per la riduzione. Il calcolo
dei coefficienti stechiometrici si basa sulla
variazione del numero di ossidazione degli
atomi nel corso della reazione. Nella reazione
redox il numero di elettroni ceduti dal riducente deve essere uguale al numero di elettroni acquistati dall’ossidante.
・ Il funzionamento delle pile elettriche e degli
accumulatori è basato sul passaggio degli
elettroni nel corso di una reazione redox da
una specie chimica all’altra attraverso conduttori ed elettrodi, senza che ci sia contatto
diretto. Una pila elettrica è un sistema elettrochimico che trasforma energia chimica
in energia elettrica, sfruttando una reazione
redox. L’elettrodo dove avviene la reazione
di ossidazione è chiamato anodo; l’elettrodo
dove avviene la reazione di riduzione è detto
catodo. Una coppia di specie chimiche che
differiscono solo per il numero di ossidazione si chiama semielemento di una pila.
La pila Daniell è costituita da una lamina di
zinco immersa in una soluzione di solfato di
zinco (semielemento Zn2+/Zn) e da una lamina di rame immersa in una soluzione di solfato di rame (semielemento Cu2+/Cu).
・ La forza elettromotrice di una pila corrisponde alla differenza tra i valori del potenziale di riduzione standard del semielemento ossidante e del semielemento riducente.
・ La conducibilità elettrica di una soluzione è
proporzionale alla concentrazione degli ioni.
・ In un voltametro o cella elettrolitica una
sorgente esterna di elettricità costringe le cariche elettriche a spostarsi con direzione opposta rispetto a quella delle pile. La reazione
redox non spontanea che si verifica è la reazione di elettrolisi. Nel corso dell’elettrolisi
gli elettroni provenienti dal generatore determinano la riduzione dei cationi al catodo;
gli anioni si ossidano all’anodo e il generatore riporta verso sé gli elettroni prima ceduti.
・ La prima legge di Faraday afferma che la
quantità di sostanza che reagisce agli elettrodi nel corso dell’elettrolisi è proporzionale
alla carica elettrica che circola nel voltametro. La seconda legge di Faraday stabilisce
che durante l’elettrolisi il passaggio di una
mole di elettroni, cioè di 1 faraday (corrispondente a 96.500 coulomb) provoca la reazione agli elettrodi di un equivalente di ogni
tipo di ione.
PER IL RIPASSO
Capitolo 12
・ Il potenziale di riduzione standard (E°) di
un semielemento è il valore che misura in
condizioni standard la sua tendenza a ridursi, ossidando altre specie. Più il valore di E°
è basso, tanto maggiore è la tendenza di un
semielemento a ridurre. Ciascun semielemento tende a ossidare i semielementi con
E° minore e a ridurre i semielementi con E°
maggiore. Il semielemento scelto come riferimento è il semielemento a idrogeno. I valori di E° dei semielementi, disposti in ordine
crescente, costituiscono la scala dei potenziali di riduzione standard.
・ Una pila è costituita da due semielementi con
diverso potenziale di riduzione, tenuti separati, ma collegati tra loro da un circuito esterno.
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Capitolo 13 - Le proprietà dei composti organici
Capitolo 13
Le proprietà
dei composti organici
・ La chimica organica è la chimica del carbonio. ll carbonio può ibridarsi formando nuovi orbitali per mescolamento degli orbitali s
e p. Gli orbitali ibridi sono sp3, sp2 e sp.
・ I composti organici formano isomeri. Gli isomeri sono composti che hanno la stessa formula molecolare, ma una diversa formula di
struttura. Questo fenomeno si chiama isomeria. Le forme di isomeria si suddividono
in due grandi gruppi: l'isomeria di struttura
e la stereoisomeria.
・ Gli isomeri di struttura differiscono tra loro
per il modo in cui sono legati gli atomi tra
loro. Si suddividono in isomeri di catena, di
posizione e di gruppo funzionale.
・ Gli isomeri di catena differiscono nella formula di struttura per l’organizzazione della catena carboniosa, che può essere più o
meno ramificata.
・ Gli isomeri di posizione differiscono per la
posizione nella catena di gruppi chimici o
di doppi legami, hanno proprietà diverse tra
loro e non possono trasformarsi gli uni negli
altri se non attraverso reazioni chimiche.
・ Gli isomeri di gruppo funzionale hanno atomi legati in modo da formare gruppi atomici
con funzionalità diverse.
・ Gli stereoisomeri sono composti che hanno
le stesse connessioni tra gli atomi, ma diversa disposizione spaziale. Gli stereoisomeri
sono suddivisi in isomeri conformazionali,
isomeri cis-trans, o isomeri geometrici, e isomeri ottici.
・ Gli isomeri conformazionali differiscono
solo per l’orientazione reciproca nello spazio
dei gruppi chimici e possono liberamente
trasformarsi l’uno nell’altro senza rompere
alcun legame chimico.
・ Gli isomeri cis-trans, o isomeri geometrici,
differiscono per la posizione spaziale degli
atomi adiacenti agli atomi di carbonio legati
dal doppio legame. Sono isomeri trans, quelli in cui atomi o gruppi uguali si trovano ai
lati opposti rispetto all’asse del doppio legame. Sono isomeri cis quelli in cui gli atomi
o gruppi uguali sono dalla spessa parte. Gli
isomeri cis-trans non possono liberamente
trasformarsi gli uni negli altri.
・ Gli isomeri ottici sono molecole che contengono uno stereocentro, o centro chirale, un
atomo di carbonio legato a quattro atomi o
gruppi differenti.
・ Due molecole che sono l’una immagine speculare dell’altra e non sono sovrapponibili
sono due stereoisomeri detti enantiomeri.
Queste molecole contengono uno o più centri
chirali.
・ Gli isomeri ottici hanno una particolare
proprietà fisica, detta attività ottica, che è
la capacità di ruotare il piano della luce polarizzata quando questa attraversa una loro
soluzione. I composti che hanno un’attività
ottica sono detti destrorotatori o destrogiri,
levorotatori o levogiri a seconda che ruotino
il piano della luce polarizzata verso destra
o verso sinistra. Una miscela racema è una
miscela equimolecolare (1:1) di una coppia di
enantiomeri ed ha attività ottica nulla.
・ La proiezione di Fischer è un modo di rappresentare una struttura molecolare su un
piano. Le linee orizzontali indicano che gli
atomi o gruppi escono dal piano della molecola, le linee verticali che questi si dirigono
dietro il piano della molecola.
・ In una proiezione di Fischer gli enantiomeri possono essere distinti in base alla configurazione D e L. Nella configurazione D
il gruppo legato al carbonio chirale è posto
alla sua destra, nella configurazione L è posto alla sua sinistra. Le configurazioni D o L
di una coppia di enantiomeri possono essere
cambiate solo rompendo uno specifico legame e riformandolo in una posizione diversa.
・ Il numero di stereoisomeri possibili in una
molecola si calcola con la regola di Van’t
Hoff applicando la formula 2n, dove n indica
il numero dei carboni chirali.
・ Un carbanione, un anione del carbonio, è
un atomo di C con una carica negativa. Un
carbocatione, un catione del carbonio, è un
atomo di C con una carica positiva. Un carbanione è un reagente nucleofilo perché si dirige verso atomi con carica positiva intera o
parziale. Un carbocatione è un reagente elettrofilo perché si dirige verso atomi con carica
negativa intera o parziale. Un nucleofilo tende a reagire con un elettrofilo.
・ I gruppi funzionali, atomi o gruppi legati ad
una catena carboniosa, determinano la reattività di un composto organico. I gruppi funzionali si possono ordinare in classi quando
hanno comportamenti chimici simili. Le
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reazioni organiche avvengono in corrispondenza dei gruppi funzionali o nelle loro immediate vicinanze.
・ I composti organici possono dare origine a
diversi tipi di reazioni: reazioni di ossidoriduzione, di sostituzione, di eliminazione, di
addizione e radicaliche.
・ Nelle reazioni di ossidazione aumenta il
numero di atomi di ossigeno contenuti nella molecola o diminuisce il numero di atomi
di idrogeno. Nelle reazioni di riduzione aumenta il numero di atomi di idrogeno contenuti nella molecola o diminuisce il numero
di atomi di ossigeno.
・ Nelle reazioni di sostituzione un atomo di
una molecola prende il posto di un atomo in
un’altra molecola, analogamente ad una reazione di doppio scambio.
・ Nelle reazioni di eliminazione un reagente
si scinde in due prodotti dei quali uno viene
allontanato.
・ Nelle reazioni di addizione due reagenti si
uniscono per formare un unico composto. È
una reazione caratteristica dei composti insaturi, cioè quelli con doppi o tripli legami,
che tendono a divenire composti saturi addizionando altri atomi.
・ Nelle reazioni radicaliche si rompe un legame covalente tra due atomi di carbonio, ciacuno dei quali conserva un elettrone e stabilisce un nuovo legame.
・ Le caratteristiche fisiche dei composti organici dipendono dalla loro struttura. Le
temperature di fusione e di ebollizione dei
composti organici sono direttamente proporzionali al loro peso molecolare. La solubilità in acqua dipende dalla presenza o meno
di gruppi idrofili e gruppi idrofobici.
・ La nomenclatura IUPAC dà le regole per
assegnare il nome ai composti organici. ll
nome IUPAC di una sostanza organica indica la classe di appartenenza del composto, la
lunghezza della catena carboniosa e la posizione di eventuali gruppi funzionali e diramazioni della catena.
・ Ogni classe di composti ha un suffisso specifico. Su una catena, individuata come principale, agli atomi o gruppi laterali è assegnato
un numero per individuarne la posizione. Un
atomo di carbonio di un generico composto
è distinto in primario, secondario o terziario
a seconda che sia legato rispettivamente a
uno, due o tre atomi di carbonio adiacenti.
Capitolo 14 - Gli idrocarburi
Capitolo 14
Gli idrocarburi
・ Gli idrocarburi sono composti organici costituiti solo da atomi di idrogeno e di carbonio.
Gli idrocarburi si classificano in alifatici e
aromatici.
・ Gli idrocarburi alifatici si suddividono in
saturi (alcani e cicloalcani) e insaturi (alcheni, alchini e rispettivi composti ciclici).
・ Gli alcani sono idrocarburi alifatici saturi a
catena aperta caratterizzati dalla formula
generale CnH2n+2 e dall’assenza di doppi o tripli legami. Gli atomi di carbonio degli alcani
hanno ibridazione sp3 ed hanno una geometria tetraedrica. Nella nomenclatura IUPAC
gli alcani hanno il suffisso -ano.
・ Un radicale alchilico (R) è un alcano al quale viene tolto un atomo di idrogeno. Un radicale ha il suffisso -ile.
・ Gli alcani presentano isomeria di conformazione, sono molecole idrofobiche, hanno densità inferiore a 0,8 g/cm3, sono insolubili in
acqua e miscibili in solventi apolari. Le fonti
di alcani sono il gas naturale e il petrolio.
L’uso prevalente è come combustibili. Il metano è l’alcano più semplice.
・ Gli alcani sono molecole stabili e danno principalmente reazioni di sostituzione radicalica
in cui un atomo di idrogeno viene sostituito
con un altro atomo, reazioni di deidrogenazione (eliminazione) in cui si perde una molecola
di idrogeno e si forma un alchene e reazioni
di combustione (ossidazione) in cui l’ossigeno trasforma l’alcano in CO2 e H2O e si libera
energia. In carenza di ossigeno si forma CO.
PER IL RIPASSO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 13 - Le proprietà dei composti organici
・ I cicloalcani sono alcani in cui la catena carboniosa è ripiegata su se stessa per formare
un anello di atomi di carbonio. La formula
generale è CnH2n. Nel nome hanno il prefisso
ciclo-.
・ Il cicloesano può assumere configurazione a
sedia o a barca. In queste configurazioni gli
atomi di idrogeno assumono alternativamente posizioni equatoriali e assiali.
・ Gli alcheni sono idrocarburi insaturi a catena aperta con almeno un doppio legame nel
quale gli atomi di carbonio sono ibridati sp2 ;
hanno geometria triangolare planare. La formula generale è CnH2n. Nel nome gli alcheni
hanno il suffisso -ene. Quando assumono
forma ciclica sono cicloalcheni.
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Capitolo 14 - Gli idrocarburi
・ Negli alcheni è possibile una isomeria cistrans sul doppio legame. Le proprietà fisiche
degli alcheni sono simili a quelle degli alcani. La reazione di addizione elettrofila al doppio legame è caratteristica degli alcheni. Gli
alcheni, oltre a reazioni di combustione, possono dare reazioni di polimerizzazione radicalica in cui si producono polimeri.
・ Gli alcheni si ottengono industrialmente con
il cracking delle frazioni pesanti del petrolio.
Gli alcheni si ottengono anche mediante reazioni di disidratazione degli alcoli. L’alchene
più semplice è l’etene, o etilene.
・ Gli alchini sono idrocarburi insaturi a catena
aperta con almeno un triplo legame nel quale gli atomi di carbonio sono ibridati sp; hanno geometria lineare. La formula generale è
CnH2n–2. Nel nome gli alchini hanno il suffisso -ino. Quando assumono forma ciclica sono
cicloalchini.
・ Gli alchini sono molto reattivi e danno reazioni di addizione al triplo legame di idrogeno, di alogeni e di acidi. Con acqua formano
aldeidi.
・ L’alchino più semplice è l’etino, o acetilene,
una molecola usata in molte sintesi chimiche e usato nella fiamma ossiacetilenica per
saldare metalli.
・ Gli idrocarburi policiclici aromatici (IPA)
sono composti formati da due o più anelli
aromatici che condividono tra loro almeno
una coppia di atomi di carbonio. Il più semplice tra gli IPA è il naftalene, più noto come
naftalina, costituito da due anelli condensati
e che ha formula C10H8.
・ Alcuni IPA prodotti dalla combustione in carenza di ossigeno sono agenti inquinanti in
quanto tossici e spesso cancerogeni.
・ Gli idrocarburi eterociclici sono composti
insaturi a catena carboniosa chiusa che contengono nell’anello uno o più atomi diversi
dal carbonio, come ossigeno (es. furano), azoto (es. pirimidina) e zolfo (es. tiofene).
・ Gli idrocarburi eterociclici aromatici, come
il furano, hanno una struttura ciclica con
elettroni delocalizzati.
・ Gli alcaloidi, naturali e di sintesi, sono composti contenenti azoto in anelli eterociclici
che possono dare importanti azioni fisiologiche sul nostro organismo. Gli effetti vanno
da specifiche attività terapeutiche (es. atropina) a veleni potentissimi (es. cicuta). Alcuni
alcaloidi (cocaina, derivati della morfina, ecc.)
creano una dipendenza al loro consumo e,
per questo motivo, sono considerati droghe.
・ Gli idrocarburi aromatici hanno come molecola di riferimento il benzene. Il benzene
ha una struttura ciclica, detta anello aromatico, formata da sei atomi di carbonio legati
ciascuno ad un atomo di idrogeno. Gli atomi
di carbonio sono ibridati sp2, sono uniti da
legami singoli σ e disposti a 120° uno con l’altro; la struttura è planare. Gli elettroni degli
orbitali p perpendicolari al piano della molecola sono delocalizzati: ciò rende la struttura del benzene molto stabile.
・ Il benzene non dà reazioni di addizione
sull’anello, ma reazioni di sostituzione degli
idrogeni con altri atomi o gruppi. È un componente del petrolio, tossico e cancerogeno
se inalato. Trova largo impiego come solvente e come reagente di partenza nell’industria
di vernici e collanti.
・ Nella nomenclatura IUPAC la posizione dei
sostituenti sull’anello aromatico è indicata
con numeri (da 1 a 6). La nomenclatura tradizionale usa i prefissi orto (posizione 2, 6),
meta (posizione 3, 5) e para (posizione 4). Il
radicale arilico C6H5- è indicato con Phe(IUPAC) o con Ar- (tradizionale).
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Capitolo 15 - Gruppi funzionali e polimeri di sintesi
Gruppi funzionali
e polimeri di sintesi
・ Il gruppo funzionale di una molecola organica è il punto più reattivo della molecola, influenza la reattività degli atomi vicini
e determina le proprietà chimiche e fisiche
del composto. I composti che hanno lo stesso
gruppo funzionale danno lo stesso tipo di reazioni chimiche.
・ Un composto con un solo gruppo funzionale
è monofunzionale, con più gruppi è polifunzionale.
・ Gli alogenuri alchilici (R – X) e gli alogenuri
arilici (Ar – X) hanno come gruppo funzionale un atomo di alogeno che se è F o Cl è
molto polarizzato. Danno facilmente reazioni di sostituzione.
・ Gli alcoli (R – OH) hanno come gruppo funzionale il gruppo ossidrilico – OH. Un alcol
può essere primario, secondario o terziario a
seconda che il C – OH sia legato rispettivamente a uno, due o tre atomi di carbonio.
Nella nomenclatura IUPAC il suffisso è -olo.
・ Gli alcoli formano legami idrogeno con l’acqua. La solubilità diminuisce all’aumentare
della lunghezza della catena carboniosa. L’atomo di ossigeno dell’– OH è un nucleofilo e
reagisce con atomi e gruppi elettrofili.
・ Un alcol dà reazioni di disidratazione e forma
un alchene, dà reazioni di addizione con un altro alcol e forma un etere, con un acido dà un
estere, con un’aldeide dà un emiacetale. Per
ossidazione forma aldeidi e chetoni, reagisce
con i metalli alcalini per formare alcossidi,
basi molto forti.
・ Gli alcoli più importanti sono il metanolo, un
solvente organico, e l’etanolo, o alcol etilico,
prodotto da etene più acqua o per fermentazione alcolica di amidi e zuccheri naturali.
・ I polialcoli sono composti contenenti più
gruppi alcolici. Il glicerolo, o glicerina, è tra
questi il più importante.
・ Il fenolo è il capostipite dei fenoli, composti
che hanno uno o più gruppi alcolici legati a
un anello aromatico. Sono acidi deboli.
・ Gli eteri hanno formula generale R – O – R'.
I radicali R e R' possono essere uguali o diversi. Nella nomenclatura si premette (o si
pospone) il termine etere seguito dal nome
dei radicali. Sono poco polari, non formano
legami idrogeno e sono poco reattivi. Sono
spesso usati come solventi apolari. Gli eteri
si preparano con una reazione di sostituzione tra un alogenuro alchilico e un alcossido
di sodio.
・ Le aldeidi hanno formula generale R – CHO:
il gruppo carbonilico – C –– O e un – H legato ad
esso sono uniti al primo carbonio del radicale. Nella nomenclatura IUPAC si identificano
con il suffisso -ale al nome del radicale.
・ Le aldeidi, caratterizzate da profumi e aromi
caratteristici, sono molecole polari che si ottengono per reazione di ossidazione di un alcol primario. Danno reazioni di addizione in
cui il carbonile si lega a un atomo o gruppo
elettrofilo del reagente. Per riduzione formano l’alcol primario di partenza, per ossidazione producono acidi carbossilici.
・ Sono aldeidi importanti il metanale, o formaldeide, usato per conservare reperti anatomici, e l’etanale, o acetaldeide, composto
molto usato nell’industria chimica.
・ I chetoni hanno formula generale R – CO – R':
il gruppo carbonilico – C –– O è interno alla catena carboniosa. Si ottengono per reazione
di ossidazione di un alcol secondario. Nella
nomenclatura IUPAC si identificano con il
suffisso -one al nome del radicale. Il dimetilchetone, o acetone, è il chetone più importante e ha un vasto impiego come solvente e
nell’industria chimica.
・ Gli acidi carbossilici, R – COOH, sono caratterizzati dal gruppo – COOH, un gruppo carbonilico – C –– O al quale è legato un gruppo
alcolico – OH. Il gruppo carbossilico, polare,
si idrolizza e conferisce caratteristiche acide
alla molecola. Il gruppo carbossilico privo
dell’idrogeno (O –– C – O –) è il gruppo acile
che caratterizza tutti i derivati degli acidi
carbossilici. Nella nomenclatura IUPAC si
–
・ I tioli, o tioalcoli (R – SH), sono strutturalmente analoghi agli alcoli con il gruppo tiolico, o
sulfidrilico – SH, al posto del gruppo alcolico
– OH; il loro odore è spesso sgradevole. Nella nomenclatura si usa il prefisso tio-. I tioli,
più acidi degli alcoli, danno reazioni simili a
questi e reagiscono facilmente con i metalli
pesanti. Caratteristica è la reazione di ossidazione tra due gruppi – SH che dà origine a un
ponte disolfuro – S – S –, un legame che caratterizza molte proteine.
PER IL RIPASSO
Capitolo 15
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Capitolo 15 - Gruppi funzionali e polimeri di sintesi
premette il termine acido al radicale, cui segue il suffisso -oico.
・ Gli acidi carbossilici hanno odori caratteristici in base alla lunghezza della catena;
il punto di ebollizione è elevato in quanto
formano, mediante legami idrogeno, dimeri della molecola che ne raddoppiano il peso
molecolare. I primi termini sono liquidi e solubili in acqua, ma queste caratteristiche diminuiscono all’aumentare della lunghezza
della catena carboniosa.
・ Gli acidi carbossilici si preparano per ossidazione di un alcol primario o di un’aldeide.
Sono acidi deboli che reagiscono con le basi
per formare i corrispondenti sali, i saponi.
Danno numerose reazioni di sostituzione.
Reagiscono con HCl per dare un cloruro acilico, con un altro acido carbossilico per dare
un’anidride acida, con un alcol per dare un
estere, con un’ammina per dare un’ammide.
・ Sono acidi monocarbossilici importanti
l’acido metanoico, o formico, un composto
irritante, l’acido etanoico, o acetico, prodotto
industrialmente o per fermentazione aerobia dei liquidi alcolici, l’acido propanoico, o
propionico, presente nei formaggi.
・ Sono acidi bicarbossilici e tricarbossilici
quelli che nella molecola contengono rispettivamente due (es. acido ossalico e malonico)
o tre gruppi carbossilici (es. acido citrico).
・ Gli acidi monocarbossilici naturali a lunga
catena sono detti acidi grassi e contengono
in genere un numero pari di atomi di carbonio. Gli acidi grassi insaturi, ad esempio
l’acido oleico e linoleico, si ossidano e irrancidiscono; l’industria usa l’idrogenazione per
renderli saturi e produrre margarine.
・ Gli esteri, R – COO – R', derivano dalla reazione tra un acido carbossilico e un alcol. La reazione è detta di esterificazione. L’idrolisi acida di un estere forma di nuovo l’alcol e l’acido
carbossilico, mentre un’idrolisi basica forma
un sale dell’acido carbossilico. Nella nomenclatura IUPAC si aggiunge il suffisso -ato al
nome dell’acido corrispondente, seguito dal
nome del radicale dell’alcol.
・ Le anidridi acide, R – CO – O – CO – R', derivano
dall’eliminazione di una molecola d’acqua tra
due acidi carbossilici o tra un acido carbossilico e un acido inorganico (anidride mista).
・ Le ammine sono, formalmente, composti
nei quali agli idrogeni dell’ammoniaca, NH3,
sono sostituiti uno, due o tre radicali R. Si formano rispettivamente ammine primarie
(R – NH2 ), secondarie (R – NH – R'), terziarie
(RR'R" ––– N). Nella nomenclatura tradizionale
si usa termine ammina, nella IUPAC si lega il
termine ammino alla radice del nome dell’idrocarburo. Nelle ammine secondarie e terziarie si usano rispettivamente i prefissi Nsostituente e N,N-disostituente per indicare
la natura dei radicali.
・ Le ammine reagiscono con gli acidi carbossilici per formare ammidi. Le ammine sono
basi deboli in quanto cedono il doppietto
elettronico libero sull’azoto. A temperatura ambiente le ammine più semplici sono
allo stato gassoso e hanno un odore simile a
quello dell’ammoniaca. Le ammine a catena
carboniosa più lunga sono liquide e hanno
un odore sgradevole, di pesce avariato. Le
ammine sono irritanti per le mucose e tossiche per ingestione. L’anilina è l’ammina
aromatica dalla quale derivano numerose
sostanze utili all’industria, come coloranti e
farmaci.
・ Un polimero di addizione è un polimero in
cui i monomeri si uniscono tra loro senza che
sia eliminato alcun prodotto di reazione. I
polimeri di addizione si formano a seguito
della trasformazione di doppi legami in legami semplici.
・ Una reazione di polimerizzazione si attiva
in seguito alla formazione di radicali liberi
(R·) generati da iniziatori di reazioni chiamati perossidi organici (R – O – O – R). I radicali
rompono i doppi legami presenti nei monomeri e si innesca il processo. Il polietilene (PE)
si ottiene, per esempio, per polimerizzazione
dell’etilene.
・ I copolimeri sono polimeri di addizione che
si formano da due monomeri insaturi diversi. Il Saran Wrap, per esempio, un polimero
utilizzato per pellicole trasparenti, è formato
dalla combinazione di cloroetene e 1,1-dicloroetene.
・ I polimeri artificiali costituiscono le materie plastiche che possono essere termoplastiche e termoindurenti. Le termoplastiche
sono deformabili a caldo e rigide a freddo,
ma riscaldandole tornano plastiche, le termoindurenti assumono una forma definitiva per riscaldamento e non sono più
deformabili. I plasticizzanti sono sostanze
utilizzate per rendere morbide alcune materie plastiche.
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Capitolo 15 - Gruppi funzionali e polimeri di sintesi
PER IL RIPASSO
・ I polimeri di condensazione si ottengono
tra monomeri contenenti due gruppi funzionali che reagiscono eliminando una molecola, che di solito è acqua. Si possono formare
poliammidi come il nylon 66, che si ottiene
facendo polimerizzare un acido bicarbossilico (acido adipico) con l’esametilendiammina, o poliesteri come il polietilene tereftalato
(PET), formato da un acido bicarbossilico e un
bialcol.
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