2UD le trasformazioni chimiche

Seconda unità didattica
Trasformazioni chimiche
Trasformazioni chimiche
• Prendono il nome di reazioni chimiche
• Nelle reazioni chimiche una o più sostanze(reagenti) si
trasformano, in una o più, nuove sostanze (prodotti)
• Es. metano che brucia, ferro che arrugginisce, mela che
imbrunisce
• I protagonisti delle reazioni sono gli atomi che possono
combinarsi con altri atomi in rapporti ben definiti ( Teoria
atomica Dalton 1803)
• Nelle reazioni, gli atomi sono indivisibili quindi non
cambiano massa e non possono ne essere creati ne
distrutti, varia semplicemente il modo come sono
combinati tra loro ( Teoria atomica Dalton 1803)
Esempio di reazioni
• CH4 + O2
• Fe + O2
reagenti
H2O + CO2
FeO
prodotti
Atomo
• È la più piccola particella di
un elemento che possiede le
proprietà chimiche
dell’elemento
• Mantiene la propria identità
durante le reazioni chimiche
• La materia è costituita da
particelle piccolissime e
indivisibili dette atomi
• Un elemento è costituito da
uno o più atomi tutti uguali
• Un composto è costituito da
più atomi diversi tra loro
Elemento Silicio
Composto acqua
Molecola
1. Più atomi dello stesso elemento formano
una molecola di elementi ( es. O2, H2,
N2)
2. Più di elementi diversi formano una
molecola di composto (es. H2O, CO2,
CH4, H2SO4, NH3)
•
La molecola è la più piccola parte di un
elemento o di un composto che presenta tutte
le proprietà chimiche di quell’elemento o di
quel composto
Molecola
• Ogni molecola non presenta le
stesse proprietà fisiche
dell’intera sostanza pura a cui
appartiene. Ad esempio punto di
fusione, ebollizione ecc…
• Ogni molecola presenta le
stesse proprietà chimiche della
sostanza pura a cui appartiene.
Ad esempio una molecola di
acqua reagisce allo stesso modo
dell’intera massa
• Per ogni molecola esiste una
formula chimica Es. H2O, CO2,
CH4, HCl. La formula ci indica gli
elementi presenti e i loro
reciproci rapporti ponderali
H2O
CO2
CH4
HCl
C6H12O6
Differenza tra atomo e molecola
• I singoli atomi hanno proprietà diverse dalle
molecole dove sono contenuti
• Es. l’atomo singolo di H è la più piccola parte
dell’idrogeno che entra inalterata nelle sostanze
che lo contengono [ CH4(g) , HCl(l) H2O(l)]
• La molecola dell’ idrogeno H2 è sempre e solo
un gas(g)infiammabile
• Es l’atomo singolo di ossigeno è un potente
sbiancante, tossico, invece nelle molecole dove
è contenuto può avere varie proprietà in genere
utili alla vita
Aggregati
• Più atomi possono
formare molecole o
aggregati
• Gli aggregati sono
formati da una
sequenza di moltissimi
atomi con struttura
cristallina (metalli e
sale) o amorfa (vetro e
ossidiana)
• Gli aggregati possono
essere formati da atomi
tutti uguali (metalli) o da
atomi diversi (sale)
Struttura cristallina del
sale: due tipi di atomi
Struttura
cristallina(ordine)
Struttura
amorfa(disordine)
Struttura cristallina di
metalli : atomi uguali
Leggi ponderali della chimica
le reazioni sono regolate da leggi
1. Legge di conservazione della massa
(Antoine Lavoisier 1789, chimico francese)
2. Legge delle proporzioni definite e
costanti (Joseph Proust 1799, chimico francese)
3. Legge delle proporzioni multiple (John Dalton
1803,chimico inglese)
Legge di conservazione della
massa
•
In una reazione chimica la massa totale delle
sostanze reagenti è uguale alla massa delle
sostanze prodotte
• CH4 + 2O2
2H2O + CO2
16g + 64g
36g + 44g
80g
80g
• 2Fe + O2
2FeO
111,68g+ 32g
2x(55,84g+16g)
143,68g
143,68g
ANTOIN LAURENT LAVOISIER
• ANTOIN LAURENT LAVOISIER
Parigi, 26 agosto 1743 Parigi, 8 maggio 1794 E' considerato il padre della chimica
moderna. Introducendo nell'analisi chimica l'uso sistematico della
bilancia, concepì e sperimentò un modo di pensare e
rappresentare l'universo materiale basato sul principio del "niente
si crea".
Effettuò studi sia nel campo giuridico che in quello della fisica
sperimentale e della chimica, si interessò anche di botanica,
mineralogia e geologia.
Membro giovanissimo della Accademia della Scienze, partecipò
nel 1790 alla Commissione per la definizione del sistema metrico
decimale. Interpretò correttamente i processi di calcinazione,
combustione, respirazione e sconfessò la teoria del "flogisto". Fu
imprigionato e ghigliottinato durante la rivoluzione francese.
Legge delle proporzioni definite
e costanti
• LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE"In un composto puro gli
elementi sono sempre presenti secondo rapporti di peso definiti e
costanti"
Facendo reagire 3,2 g di S con 5,6 g di limatura di Fe (riscaldando
in determinate condizioni), si ottiene 8,8 di una sostanza diversa
dalle due, il solfuro ferroso FeS (fig. 1).
Ponendo a reagire una quantità doppia di S con una quantità
doppia di ferro otterremo esattamente il doppio di solfuro di ferro.
• Qualora invece la massa dello S sia in eccesso (5 g) invece che 3,2,
solo i 3,2 g reagiscono con i 5,6 g di Fe ed avanzano 1,8 g di S (fig.
2).
• Anche questa legge conferma l'esistenza degli atomi che, in un dato
composto si combinano sempre allo stesso modo e quindi con lo
stesso rapporto in peso.
Joseph Proust
•
JOSEPH LOUIS PROUST
Angers, Francia,
26 settembre 1754 - Angers, 5 luglio 1826
Figlio di un farmacista, la sua formazione avvenne a
Parigi, dove studiò chimica e farmacia presso G. F.
Rouelle (1703 - 1770). Diresse per qualche tempo la
farmacia di Salpetrière, fu poi chiamato in Spagna
dal re Carlo IV a dirigere alcune fabbriche. Insegnò
presso il Real Seminario di Vergara e l'Università di
Salamanca. Nel 1791 si trasferì a Madrid dove
potette disporre di un attrezzato laboratorio per le
sue ricerche. E' nel laboratorio di Madrid, tra il1799 e
il 1806 che Proust studiò numerosissime sostanze
chimiche formulando la "legge delle proporzioni
definite", secondo la quale, negli composti chimici, gli
elementi costituenti sono presenti in rapporto di peso
definito e costante, dipendente dalla natura degli
elementi stessi.
Fu nominato membro dell'Accademia Francese delle
Scienze nel 1816.
Legge delle proporzioni
multiple
•
“Le quantità in peso di un elemento che si combinano con le quantità fisse
di un altro elemento per formare composti diversi stanno fra loro in rapporti
semplici, esprimibili con numeri interi e piccoli"
Il carbonio si può combinare con l'ossigeno in due modi diversi. Nel primo
caso 1 g di carbonio reagisce con 1,33 g di ossigeno per dare 2,33 g di
monossido di carbonio. Rapporto 1:1
C + O2 = CO
•
Nel secondo caso sempre la stessa quantità di carbonio reagisce con 2,66
g di ossigeno (esattamente il doppio) per dare 3,66 g di un altro composto,
completamente diverso: l'anidride carbonica:
1,33 : 2,66 = 1 : 2
Gli stessi rapporti sono validi per qualsiasi quantità iniziale di carbonio,
poichè l'anidride carbonica contiene un numero doppio di atomi di ossigeno
rispetto al monossido di carbonio.
C + O2 = CO2
•
In un composto ogni elemento entra a far parte secondo multipli interi di
una quantità piccola, costante e indivisibile: l'atomo.
JOHN DALTON
•
JOHN DALTON
Eaglesfield, Inghilterra,
6 settembre 1766 - Manchester, Inghilterra,
27 luglio 1844 .Fece studi di matematica e, nel 1793, occupò il posto di
professore di matematica e filosofia al New College di Manchester.
Nel 1794 fu eletto membro della Società di Letteratura e Filosofia della
stessa città.
E' nei locali di questa società che effettuò tutte le ricerche dopo le
dimissioni dal suo posto di insegnante, nel 1799.
Fece numerosi studi sui gas e, nel 1803, enunciò la legge delle proporzioni
multiple (secondo cui quando due elementi si combinano tra loro in un
composto lo fanno secondo rapporti di numeri interi e piccoli), in seguito
alla quale formulò, nel 1807, la sua teoria atomica. Quest'ultima, la prima
teoria atomica scientificamente supportata, ipotizzava l'esistenza di atomi
diversi, affermava che gli atomi di un elemento avevano sempre le stesse
propietà e che i composti presentavano caratteristiche differenti a seconda
della loro composizione atomica.
Nel 1826 Dalton ricevette la Royal Medal della Royal Society e, nel 1830, fu
nominato associato straniero dell'Accademia delle Scienze di Francia.
Teoria atomica di Dalton
1.
2.
3.
4.
5.
la materia è formata da particelle elementari chiamate atomi che sono
indivisibili e indistruttibili;
gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro, hanno stessa
massa;
gli atomi di elementi diversi non hanno massa uguale e si combinano tra
loro in rapporti di numeri interi, non frazioni, e generalmente piccoli dando
così origine a composti;
gli atomi non possono essere né creati né distrutti.
In una reazione chimica, gli atomi di un elemento non possono essere
convertiti in atomi di altri elementi, quindi mantengono la loro identità e
non vengono distrutti (cambia solamente il modo in cui essi si combinano
per formare un composto)
Questa viene considerata la prima teoria atomica della materia perché per
primo Dalton ricavò le sue ipotesi per via empirica.
Tipo di reazioni chimiche
Si distinguono 4 tipi di reazione:
1
2
Tipo di reazioni chimiche
3
una sola sostanza nuova C
A
Viene chiamata reazione di scambio semplice
4
Viene chiamata reazione di doppio scambio
Altre leggi delle reazioni
tra molecole gassose
• Legge di GayLussac: in una reazione
•
•
chimica i volumi dei gas che si
combinano e quelli che si formano
stanno fra loro in rapporti esprimibili
con muneri interi e piccoli
Es. 1L Cl2 : 1L H2 = 2L HCl
rapporto 1:1:2
Es 2L H2 : 1LO2 = 2L H2O
rapporto 2:1:2
• Legge di Avogadro:
nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione, due gas
diversi contengono uguale numero
di molecole
ma massa diversa
Legge di Gay-Lussac
Legge di Avogadro
Fine della seconda unità
grazie per l’attenzione