Modulo 1
Concetti di base – Definizioni fondamentali
La Materia
La Materia è tutto ciò che occupa spazio e che ha una sua massa.
Tutti gli oggetti che ci circondano sono “materiali”, cioè costituiti di materia.
La Sostanza
Il concetto di sostanza è sufficientemente intuivo. Esempi di sostanze sono l’acqua, lo
zucchero, il ferro, il sale da cucina..
Come definizione, si può dire che una sostanza è un materiale che presenta delle
caratteristiche ben determinate, tipiche proprio di quella sostanza.
Queste caratteristiche possono essere di due tipi: caratteristiche fisiche e caratteristiche
chimiche.
Le caratteristiche fisiche sono quelle che possono essere determinate senza alterare la
sostanza, ad esempio, il sapore, la densità, la durezza, il valore al quale ogni sostanza
fonde o bolle.
Le caratteristiche chimiche sono quelle che indicano il comportamento della data
sostanza quando viene messa a contatto con altre sostanze, dunque la sua capacità di
reagire con alcune di esse, cioè di dare luogo a trasformazioni che producono sostanze
diverse da quelle di partenza. Ad esempio sono caratteristiche chimiche la capacità di
bruciare (cioè la sua capacità di reagire con l’ossigeno presente nell’aria) o la sua
composizione.
Gli Atomi
La materia è costituita da particelle piccolissime, chiamate atomi.
Gli elementi
Gli elementi sono quelle sostanze che, quando vengono analizzate, risultano costituite da
una sola sostanza. Sono elementi il ferro, il sodio, l’ossigeno.
Gli elementi presenti in natura sono circa novanta. Tutte le sostanze che conosciamo sono
costituite da questi elementi combinati fra loro in modi diversi.
Tutti gli elementi vengono indicati con dei simboli, costituiti da una o due lettere. Se le
lettere sono due la prima è maiuscola e la seconda è minuscola.
Es.
O ossigeno
Na sodio
Ag argento
Fe ferro
Cl cloro
N azoto
Se una sostanza chimica è costituita da atomi dello stesso elemento viene detta "sostanza
semplice", mentre se è costituita da atomi di elementi differenti viene detta "composto
chimico".
Unità di massa atomica (u.m.a)
Gli atomi hanno una massa. Uno dei problemi che i chimici hanno dovuto affrontare è
stato quello di scegliere per questa massa un’unità di misura conveniente, cioè comoda
per poter esprimere il risultato dell’operazione di misura con un numero che sia il più
semplice possibile.
Si è scelto, convenzionalmente, di attribuire massa 12 all’atomo più diffuso del Carbonio.
Da cui:
Un’unità di massa atomica (1 u.m.a.) è pari a 1/12 della massa di un atomo di
carbonio.
Le masse atomiche espresse in u.m.a. vengono chiamate masse atomiche relative, perché
derivano dal confronto con la massa dell’atomo di carbonio.
La massa atomica assoluta di un atomo è espressa in kg:
1 u.m.a. = 1,6 · 10-26
ES. di MASSE ATOMICHE degli elementi
O (Ossigeno)= 16 u.m.a.
Na (Sodio)= 23 u.m.a.
N (Azoto)= 14 u.m.a.
Ca (Calcio)= 40 u.m.a.
H (Idrogeno)= 1 u.m.a.
C (Carbonio)= 12 u.m.a.
S (Zolfo)= 32 u.m.a.
K (Potassio)= 39 u.m.a.
Cl (Cloro)= 35 u.m.a.
P (Fosforo) = 31 u.m.a.
I Composti
I composti sono sostanze costituite da due o più elementi combinati insieme.
Ogni composto ha una composizione fissa che lo caratterizza. Questa composizione viene
determinata sperimentalmente, con le tecniche d’analisi e viene generalmente espressa in
termini di percentuali: si indica cioè qual è la quantità di ogni elemento presente in 100
grammi di composto.
Spesso due elementi possono formare due o più composti diversi, se si combinano
secondo percentuali.
Ad esempio, l’idrogeno e l’ossigeno formano: l’acqua (H2O) e l’acqua ossigenata (H2O2).
I composti hanno caratteristiche completamente diverse da quelle degli elementi che li
costituiscono.
Le molecole
Una molecola è un aggregato stabile di due o più atomi, legati insieme fra loro.
Le molecole sono le unità fondamentali dei composti. Un composto è costituito da
molecole tutte uguali, mentre le molecole di composti diversi sono diverse.
In chimica i composti vengono rappresentati con formule che indicano le caratteristiche
delle loro molecole.
Una formula fornisce due tipi di informazioni:
- quali elementi costituiscono la molecola
- quanti atomi di ogni elemento sono presenti nella molecola del dato composto.
Oltre alle molecole costituite da atomi diverse, esistono molecole costituite da atomi
uguali (omonucleari):
idrogeno H2
ossigeno O2
azoto N2
fluoro F2
cloro Cl2
bromo Br2
iodio I2
Massa molecolare
La massa di una molecola (massa molecolare) è data dalla somma delle masse di tutti gli
atomi che la costituiscono.
La massa molecolare se espressa in u.m.a. rappresenta la massa molecolare relativa, se
espressa in kg, allora rappresenta la massa molecolare assoluta.
Es.
Calcolare la Massa Molecolare dei seguenti composti:
H2O (Acqua)
Massa atomica dell’Idrogeno (H) = 1 u.m.a.
Massa atomica dell’Ossigeno (O) = 16 u.m.a.
MM (Massa Molecolare)= (2 x 1)+ 16 = 18 u.m.a.
RICORDA SEMPRE DI MOLTIPLICARE LA MASSA ATOMICA DI CIASCUN
ELEMENTO PER IL NUMERO DI ATOMI PRESENTI NELLA MOLECOLA
(nell’esempio dell’ H2O moltiplichiamo per 2 la massa atomica dell’Idrogeno perché
sono presenti 2 atomi di H)
NaCl (Cloruro di sodio – sale da cucina)
Massa atomica del Sodio (Na) = 23 u.m.a.
Massa atomica del Cloro (Cl) = 35 u.m.a.
MM (Massa Molecolare)= 23 + 35 = 58 u.m.a.
H2SO4 (Acido Solforico)
Massa atomica dell’Idrogeno (H) = 1 u.m.a.
Massa atomica dello Zolfo (S) = 32 u.m.a.
Massa atomica dell’Ossigeno (O) = 16 u.m.a.
MM (Massa Molecolare)= (2 x 1)+ 32 + (4 x16)= 98 u.m.a.
Ca3(PO4)2 (Fosfato di Calcio)
Massa atomica del Calcio (Ca) = 40 u.m.a.
Massa atomica del Fosforo (P) = 31 u.m.a.
Massa atomica dell’Ossigeno (O) = 16 u.m.a.
MM (Massa Molecolare)= (40 x 3)+ {2x[31 + (4 x16)]}= (40 x 3)+ {2x[31 + 64]}=
(40 x 3)+ {2x95}= 120 + 190= 310 u.m.a.
Mole di atomi
Nella vita di tutti i giorni possiamo misurare degli oggetti contandoli oppure pesandoli.
Utilizziamo l’uno o l’altro metodo a seconda della convenienza. È molto più conveniente
pesare le lenticchie piuttosto che contare seme per seme, mentre è meglio contare le uova
piuttosto che pesarle.
Poiché gli atomi sono particelle piccolissime, nella pratica di laboratorio, il chimico ha
escogitato un’unità di misura chiamata mole che permette di contare delle entità chimiche
(ioni, molecole, atomi) semplicemente pesandole!
La mole si indica con mol ed è l’unità di misura della quantità di sostanza del Sistema
Internazionale.
La definizione corretta è: “la mole è la quantità di materia che contiene un numero di
particelle pari a quello degli atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12 (12C)”.
Questo numero di particelle viene detto numero di Avogadro (N).
Una mole (1 mol) contiene 6,02·1023
La relazione fondamentale tra la massa di un atomo e la massa di una mole degli stessi
atomi è che “la massa atomica di un elemento espressa in u.m.a. è numericamente
identica alla massa di una mole di atomi dello stesso elemento espressa in grammi”.
Esercizi:
A quante moli di atomi corrispondono 56 grammi di Carbonio?
Sappiamo che:
un atomo di Carbonio ha massa 12 u.m.a.
una mole di Carbonio ha massa 12 grammi
Quindi 56 grammi di carbonio corrispondono a:
56 ÷ 12 = 4,67 moli di atomi di Carbonio
Quanti atomi di Zolfo (S) sono contenuti in 80 grammi di zolfo?
Sappiamo che:
un atomo di Zolfo ha massa 32 u.m.a.
una mole di atomi di zolfo ha massa 32 grammi e contiene 6,02·1023 atomi di Zolfo
Quindi 80 grammi di Zolfo corrispondono a:
80 ÷ 32 = 2,5 moli di atomi di Zolfo
E contengono:
2,5 x 6,02·1023 = 1,5·1024 atomi di Zolfo
Calcolare la massa in grammi di un atomo di Azoto.
Sappiamo che:
un atomo di Azoto ha massa 14 u.m.a.
una mole di atomi di Azoto ha massa 14 grammi e contiene 6,02·1023 atomi di Azoto.
Quindi la massa in grammi di un atomo di Azoto sarà data dalla massa di una mole di
atomi divisa per il numero di atomi contenuti in una mole, cioè:
14 ÷ 6,02·1023 = 2,32·1023 grammi.
Qual è la massa (in grammi) di 5,5·1024 atomi di Ossigeno?
Calcoliamo prima a quante moli di atomi corrispondono 5,5·1024 atomi. Poiché una mole
di atomi contiene 6,02·1023 atomi, abbiamo:
5,5·1024 ÷ 6,02·1023 = 9,14 moli di atomi
Sappiamo che:
un atomo di Ossigeno ha massa 16 u.m.a.
una mole di atomi di Ossigeno ha massa 16 grammi
Quindi 9,14 moli di atomi di Ossigeno avranno una massa:
9,14 x 16 = 146,24 grammi.
Miscele
Tutte le volte che mescoliamo due o più sostanze otteniamo delle miscele.
Una miscela si dice omogenea se, al suo interno, non sono visibili superfici di
separazione fra un componente e l’altro; si dice invece eterogenea se tali superfici di
separazione sono presenti.
Se mescoliamo acqua ed alcol o se facciamo sciogliere del sale in acqua, otteniamo delle
miscele omogenee. Queste miscele vengono definite soluzioni. Una miscela omogenea
presenta la stessa composizione in ogni suo punto.
Se mescoliamo sale e pepe, otteniamo una miscela eterogenea: siamo sempre in grado di
distinguere i granelli di sale e di pepe e di vedere le superfici di separazione fra granello e
granello.
Modulo 2
La materia è tutto ciò che ha massa e possiede un volume; può esistere in tre diversi stati
di aggregazione:
lo stato solido: si presenta con una forma propria e un volume proprio. Per esempio, un
blocco di ferro conserva spontaneamente forma e volume.
lo stato liquido: è dotato di un volume proprio ma la forma è quella del recipiente che lo
contiene. Se per esempio versiamo un litro d'acqua da una bottiglia in una pentola, il
volume resta invariato ma la forma cambia.
lo stato aeriforme : non ha nè volume nè forma propri ma tende ad assumere la forma e
il volume del recipiente che lo contiene. Se, per esempio, togliamo il tappo a una boccetta
di profumo, ben presto esso invade tutto l'ambiente. Esistono due tipi diversi di aeriformi:
i vapori e i gas. Con il termine vapore si intende un aeriforme che, nelle condizioni date
di temperatura, può passare allo stato liquido o solido per sola compressione. Si chiama
gas un aeriforme che, in quelle stesse condizioni di temperatura, non può passare allo
stato liquido o solido per sola compressione
In realtà, alla luce delle moderne scoperte scientifiche, questa semplice classificazione
risulta inadeguata per poter descrivere le numerose possibilità che ha la materia di
organizzarsi. Vi sono infatti altri stati fisici che la materia può assumere: primo fra tutti è
il plasma, ma ve ne sono anche altri ( es. stato superfluido).
Solidi
Liquidi
Aeriforme
Volume
proprio
proprio
occupa tutto il volume
disponibile
Forma
propria
assume la forma del
recipiente
assume la forma del
recipiente
Densità
alta
media
bassa
Effetto della
pressione
incomprimibile
(a pressioni non
elevate)
incomprimibile
(a pressioni non
elevate)
comprimibile
Passaggi di stato
La materia possiede la capacità di poter trasformare il suo stato fisico se sottoposta a
variazioni di temperatura o di pressione o di entrambe queste grandezze.
Le trasformazioni da uno stato fisico a un altro vengono chiamate passaggi di stato.Un
cubetto di ghiaccio lasciato a temperatura ambiente si trasforma rapidamente in acqua
liquida; allo stesso modo riscaldando la cera di una candela questa inizia a fondere;
persino il ferro se riscaldato ad alte temperature diventa liquido. Questi sono tutti esempi
di passaggi di stato.
Si possono ottenere passaggi di stato della materia anche attraverso variazioni di
pressione. Se proviamo infatti a fare fuoriuscire il combustibile liquido di un accendino,
questo, a causa della diminuzione di pressione, si trasforma in gas.
In particolare si hanno i seguenti passaggi di stato:
fusione
è
il
passaggio
dallo
stato
solido
a
quello
liquido
evaporazione è il passaggio dallo stato liquido a quello aeriforme
ebollizione è il passaggio tumultuoso dallo stato liquido a quello aeriforme
condensazione è il passaggio dallo stato aeriforme (vapore) allo stato liquido
liquefazione è il passaggio dallo stato aeriforme (gas) allo stato liquido
solidificazione è il passaggio dallo stato liquido allo stato solido
sublimazione è il passaggio dallo stato solido allo stato aeriforme
brinamento è il passaggio dallo stato aeriforme allo stato solido
Esempi di sostanze che possono sublimare sono la naftalina e lo iodio.
Un esempio di sostanza che può invece brinare è il vapore acqueo dell'atmosfera che in
determinate condizioni può trasformarsi in aghetti di ghiaccio che si depositano sull'erba
e sul terreno di un campo formando la brina.
Lo stato solido
Da un punto di vista microscopico un solido è caratterizzato da una struttura ordinata: le
particelle che lo compongono (atomi, molecole o ioni) sono disposte secondo uno schema
geometrico caratteristico. Questo schema è chiamato reticolo cristallino. Le posizioni
occupate dalle particelle vengono chiamate nodi del reticolo.
Esistono diversi tipi di reticoli cristallini. In un reticolo cristallino c’è un’unità
fondamentale che si ripete sempre uguale a se stessa nelle tre direzioni dello spazio. Tale
unità si definisce cella elementare.
Esempi di celle elementari sono quella cubica presente nel NaCl (cloruro di sodio – sale
da cucina) e quella esagonale presente nella grafite (mina della matita costituita da atomi
di Carbonio).
Lo stato liquido
Nello stato liquido no esiste una struttura ordinata, ma le molecole del liquido scorrono
l’una sull’altra. Questo fa sì che i liquidi assumino la forma dei recipienti che li
contengono.
A seconda del tipo di liquido le molecole possono incontrare maggiore o minore
resistenza a muoversi. Tale resistenza rappresenta la viscosità del liquido.
La viscosità è una proprietà fisica dei liquidi che diminuisce all’aumentare della
temperatura.
Un liquido viscoso è ad esempio il miele, mentre l’acqua è meno viscosa.
Lo stato gassoso
Lo stato gassoso è caratterizzato dal fatto che le particelle che lo compongono (molecole
o atomi) sono perfettamente indipendenti e libere di muoversi in tutto il recipiente che le
contiene in un moto continuo.
Il moto avviene per segmenti di retta, cioè quando una particella di gas urta un’altra
particella o le pareti del contenitore, essa cambia direzione.
Gli urti delle particelle sulle pareti del recipiente provocano la pressione esercitata dal gas
sulle pareti stesse.
Le particelle si muovono ad una certa velocità, che aumenta all’aumentare della
temperatura.
Ricordiamo che per caratterizzare un gas occorre sempre tener conto di 3 grandezze
contemporaneamente:
- VOLUME (V)
- PRESSIONE (P)
- TEMPERATURA (T)
Le leggi dei gas ideali
Vengono chiamati “ideali” quei gas che possono essere descritti da un modello con le
seguenti caratteristiche:
- le particelle del gas sono completamente indipendenti e non esistono fra loro né forze
di attrazione né di repulsione;
- il volume proprio delle particelle è trascurabile rispetto al volume del recipiente che le
contiene.
Occorre tener conto che in realtà non esistono i gas ideali, ma essi sono un modello, cioè
un caso limite che viene utilizzato per studiare il comportamento dei gas, considerando
che i gas reali in condizioni di bassa pressione e alta temperatura si avvicinano al modello
dei gas ideali.
La legge di Boyle e Mariotte
La legge di Boyle e Mariotte stabilsce la relazione tra pressione e volume: se si mantiene
costante la temperatura, il volume di una determinata massa di gas è inversamente
proporzionale alla pressione. Cioè se raddoppiamo (triplichiamo) una delle due grandezze
fisiche, l'altra si dimezza (diventa uguale a 1 / 3).
L'espressione matematica della legge di Boyle, a temperatura (t) costante, è
in cui P rappresenta la pressione e V il volume.
La legge di Charles
La legge di Charles, o legge isobara, stabilisce la relazione tra la temperatura e il volume:
a pressione costante, il volume di una data massa di gas è direttamente proporzionale alla
sua temperatura assoluta. L'espressione matematica della legge di Charles, a pressione (P)
costante, è:
La legge di Gay-Lussac
La legge di Gay-Lussac, o legge isocora, stabilisce la relazione tra la pressione e la
temperatura: a volume costante, la pressione di una data massa di gas è direttamente
proporzionale alla sua temperatura assoluta. L'espressione matematica della seconda
legge di Gay-Lussac, a volume (V) constante, è:
Equazione dei gas ideali
Le leggi fin’ora descritte sono fuse insieme in un’unica legge che collega tutte e tre le
grandezze che caratterizzano i gas: Pressione, Temperatura e Volume.
Tale legge è definita equazione di stato dei gas perfetti, nota anche come legge dei gas
perfetti ed è la seguente:
in cui
p è il valore della pressione del gas;
V è il volume occupato dal gas;
n sono le moli del gas;
R è la costante universale dei gas
T è la temperatura assoluta del gas
