Università degli Studi di Milano-Bicocca
Facoltà di Scienze della Formazione
Corso di Laurea in Scienze della Formazione Primaria
Corso di Didattica della Chimica
a.a. 2008 / 2009
prof. Laura Bonati
PROGRAMMA DEL CORSO
➢ Introduzione
➢ Concetti di base della chimica moderna
- Macroscopico e microscopico. Sistemi macroscopici: la composizione della
materia; gli stati di aggregazione della materia. Interpretazione microscopica.
- Struttura atomica e proprietà periodiche degli elementi.
- Il legame chimico e le proprietà dei composti.
➢ Esperienze chimiche come spunto per percorsi didattici
- A: Idrofilicità e idrofobicità
- B: Solubilità
- C: Acidità e basicità
- D: Reattività
➢ Percorsi didattici per la scuola primaria
- Sintesi delle esperienze condotte.
- Generalizzazione sulle modalità di apprendimento dall'esperienza.
- Schema generale di un percorso didattico.
- Proposte di percorsi didattici da sviluppare singolarmente.
1. Concetti di base della chimica moderna
Testi consigliati per consultazione e approfondimento:
- Chimica, 1a ed., Martin Silberberg, Mc Graw Hill, 2004.
- Chimica, 3a ed., John Kotz, Paul Treichel jr., Robert F. Weaver,
Edises, 2007.
Macroscopico e microscopico
SVILUPPO STORICO DELLA CHIMICA
Osservazione del mondo
SECOLI SCORSI
Messa a punto di strumenti
e tecniche per la
determinazione di struttura
Riconoscimento e
catalogazione delle
proprietà
e proprietà molecolari
Formulazione di regole
Interpretazione del
OGGI
QUESTO SECOLO
macroscopico
comportamento della materia in
termini della sua costituzione
microscopica
Sistemi macroscopici: la composizione della materia
Materia
Con mezzi fisici
Sistemi eterogenei
(più fasi)
separazione
magnetica,
decantazione,
centrifugazione,
filtrazione,
etc.
Sistemi omogenei
(singole fasi)
Materia
Con mezzi fisici
Sistemi eterogenei
(più fasi)
Sistemi omogenei
(singole fasi)
Soluzioni
Con trasformazioni
fisiche
(più componenti)
Sostanze pure
(unico componente)
cristallizzazione,
distillazione,
cromatografia,
estrazione con
solvente,
etc.
Materia
Con mezzi fisici
Sistemi eterogenei
(più fasi)
Sistemi omogenei
(singole fasi)
Soluzioni
Con trasformazioni
fisiche
(più componenti)
Sostanze pure
(unico componente)
Con trasformazioni
chimiche (reazioni)
Composti
Elementi
Sistemi macroscopici: gli stati di aggregazione della materia
GAS
✔ capacità di diffondere nello
spazio;
LIQUIDI
✔ tendenza a scorrere (fluire);
✔ non hanno forma e volume
propri;
✔ adattano la forma a quella del
recipiente;
✔ per descrivere il loro stato sono
necessarie 4 grandezze: massa,
✔ possiedono un volume proprio
e densità maggiore dei gas;
volume, pressione, temperatura.
✔ sottoposti a pressione variano
Per i gas ideali:
PV = nRT
(R = costante universale dei gas
= 8,3143 JK-1 mol-1
a P = 1 atm, T = 0°C = 273,15 K
⇒ Vm = volume molare = 22,4 L )
poco il volume;
✔ si dilatano /contraggono per
riscaldamento /raffreddamento;
SOLIDI
✔ Compattezza;
✔ possiedono forma e volume
propri;
✔ si dilatano per riscaldamento.
Cambiamenti di stato
Lo stato di una sostanza dipende dalla temperatura e dalla pressione a cui è sottoposta.
Con l'aumento della temperatura le sostanze passano da solido a liquido a vapore.
SOLIDO
fusione
LIQUIDO
solidificazione
vaporizzazione
VAPORE
condensazione
sublimazione
brinamento
Temperatura di
vaporizzazione / condensazione
Temperatura di
fusione / solidificazione
Curva di riscaldamento dell'acqua a pressione atmosferica
Interpretazione microscopica
La materia è costituita da particelle, atomi e molecole, dotate di:
- energia cinetica, dipendente dalla temperatura, che conferisce mobilità;
- energia potenziale, dovuta all'instaurarsi di interazioni intermolecolari di natura
prevalentemente elettrostatica, responsabili della loro coesione (aggregazione).
A seconda della natura dei legami chimici presenti nelle molecole possono
manifestarsi:
• interazioni polari (tra ioni o molecole polari);
• Interazioni dispersive (tra molecole apolari);
• legami d’idrogeno (se sono presenti atomi di H legati ad atomi elettronegativi).
Il bilancio tra l'energia cinetica delle particelle e l'efficacia dell'azione delle forze
intermolecolari presenti all'interno in un corpo macroscopico determina lo stato del
sistema:
GASSOSO
LIQUIDO
SOLIDO
A-11
GAS
Capacità di diffondere nello spazio:
P = 0,01 atm
distanze intermolecolari grandi rispetto al diametro
molecolare ⇒ forze intermolecolari deboli vengono
superate dall'energia cinetica delle molecole.
Gas ideale:
le forze intermolecolari tendono a zero. Tutti i gas a
P = 1 atm
basse pressioni (0,01 atm < P < 1 atm) possono
essere considerati ideali.
PV = nRT indipendentemente dalla natura del gas.
P = 100 atm
L'energia cinetica dipende solo da T:
E tot = E cinetica = 3/2 (nRT)
Campioni di Argon (Ar) gassoso.
Numero di molecole in uno straterello
spesso 5 nm, al variare della pressione.
A-12
LIQUIDI
• Incapacità di diffondere liberamente:
le molecole sono a contatto più ravvicinato
⇒ si instaurano interazioni intermolecolari.
• Tendenza a scorrere e a non mantenere una
forma propria: viene conservata una rilevante
mobilità (Ecinetica traslazionale e rotazionale).
• All'aumentare delle forze intermolecolari:
- aumenta viscosità
- aumenta il punto di ebollizione
Ammoniaca (NH3) liquida
- diminuisce la volatilità.
A-13
SOLIDI
Minima mobilità e instaurarsi di un
parziale ordine a livello microscopico.
A seconda delle forme delle molecole
e del tipo di forze di coesione:
vetri: perdita di fluidità ma basso
ordine microscopico.
cristalli: perdita di mobilità (solo moti
vibrazionali); disposizione
Disposizione degli atomi nei solidi vetrosi
e nei solidi cristallini
molecolare con carattere di
simmetria e periodicità.
A-14
Cambiamenti di stato a
livello microscopico
Con l'aumento della temperatura le sostanze passano da solido a liquido a vapore:
all'aumentare di T aumenta la mobilità traslazionale e rotazionale (energia cinetica) delle molecole
e si perde gradualmente la coesione tra le molecole (forze intermolecolari).
Sistemi microscopici:
struttura atomica e proprietà periodiche degli elementi
Atomo:
entità elettricamente neutra costituita da un nucleo centrale, carico positivamente,
circondato da elettroni carichi negativamente.
Numero atomico (Z) = n° protoni
numero di massa (A) = n° protoni + n° neutroni
Isotopi = atomi dello stesso elemento con differente n° di neutroni.
massa atomica di ciascun isotopo = massa misurata relativamente alla massa del 12C
(unità di massa atomica (u o Dalton) = (1/12) della massa del 12C)
massa atomica (o peso atomico) = media delle masse atomiche dei diversi isotopi
ciascuna pesata per la sua abbondanza %.
Annotazione nella tabella periodica:
29
n° atomico
Cu
63,55
peso atomico
TABELLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
righe = periodi (da sin. a destra Z crescente); colonne = gruppi (proprietà chimiche simili)
metalli:
solidi lucenti a T
ambiente,
conducono bene calore
e elettricità,
malleabili, duttili.
non metalli:
gas o solidi fragili a T
ambiente,
conducono male calore
ed elettricità.
metalloidi
(o semimetalli):
proprietà intermedie.
Teoria quantistica e struttura atomica
✔ Per i sistemi microscopici sono accessibili
solo alcune energie (quantizzazione):
livelli energetici.
✔ Il moto degli elettroni è descritto da una
funzioni d'onda, dalla quale si ricavano le
regioni dello spazio con più alta probabilità
di trovare gli elettroni: orbitali atomici.
Diagramma dei primi livelli energetici
accessibili agli elettroni di un atomo e
superfici di contorno degli orbitali
atomici.
La periodicità alla luce della teoria quantistica
Riempimento dei livelli energetici da quello a più bassa energia (2 elettroni per
orbitale) ⇒ configurazioni elettroniche degli stati fondamentali degli elementi.
Nello stesso gruppo si hanno analoghe configurazioni elettroniche esterne
⇒ la periodicità nelle configurazioni elettroniche è alla base della periodicità
nelle proprietà chimiche degli elementi.
Proprietà atomiche periodiche:
➢ raggio atomico:
atomico dimensione atomica in termini di distanza reciproca tra
nuclei atomici.
➢ Energia di ionizzazione (Ei) :
➢ Affinità elettronica (Eea):
energia necessaria per la rimozione
energia associata all'aggiunta
di 1 mole di elettroni da 1 mole di atomi
di 1 mole di elettroni a 1 mole di atomi
o ioni. Bassa Ei ⇒ formazione di cationi.
o ioni. Alta Eea ⇒ formazione di anioni.
Andamento
irregolare
Metalli reattivi - gruppo 1A e 2A (metalli alcalini e alcalino-terrosi)
cedono elettroni facilmente e li attraggono debolmente ⇒ Formano ioni positivi.
Non metalli reattivi - gruppi 6A e 7A (gruppo dell'ossigeno e alogeni)
cedono elettroni con difficoltà e li attraggono fortemente ⇒ Formano ioni negativi.
Gas nobili – gruppo 8A - non tendono a cedere o ad acquistare elettroni.
Sistemi microscopici:
il legame chimico e le proprietà dei composti
Pochi elementi esistono allo stato libero in natura: gas nobili (come atomi), O2, N2, S8, C (carbon
fossile), alcuni metalli.
Gli elettroni degli atomi degli elementi intervengono nella formazione di composti, mediante
formazione di legami chimici:
✗ Composti ionici: trasferimento di elettroni dagli atomi di un elemento a quelli di un altro
⇒ legame ionico
✗ Composti covalenti: condivisione di elettroni tra atomi di differenti elementi
⇒ legame covalente
✗ Composti metallici: messa in comune di elettroni tra molti atomi ⇒ legame metallico
Il tipo e la forza dei legami chimici determinano le proprietà dei composti.
La formazione di composti ionici
Il legame ionico si osserva tra atomi con grande differenza nella tendenza a cedere o ad acquistare
elettroni: metalli reattivi con bassa Ei con non metalli ad alta Eea .
Trasferimento
Attrazione
di elettroni e
elettrostatica e
formazione
formazione del
di ioni
solido ionico
Regola dell'ottetto (Lewis): gli atomi cedono o acquistano elettroni per
raggiungere un livello esterno pieno di 8 ( o 2 ) elettroni = configurazione
elettronica del gas nobile che li precede (metalli) o li segue (non metalli)
Nella formazione del legame ionico il numero degli elettroni ceduti
dagli atomi metallici è uguale al numero di elettroni acquistati dagli
atomi non metallici.
Come il modello del legame ionico spiega
le proprietà dei composti ionici:
Intense forze attrattive (interazioni polari tra ioni) mantengono gli
ioni in posizioni specifiche in tutto il cristallo. Applicando una
Composti duri, rigidi, fragili.
pressione sufficiente si ha avvicinamento di ioni con cariche dello
stesso segno e le loro repulsioni rompono il campione.
Alte T di fusione ed ebollizione:
gli ioni devono avere energie cinetiche molto alte per
vincere l'attrazione degli ioni circostanti.
Conducono l'elettricità solo
se fusi o sciolti in acqua
Nei composti fusi o in soluzione acquosa
gli ioni diventano liberi di muoversi e
capaci di condurre corrente elettrica.
La formazione di composti covalenti
Il legame covalente si osserva tra atomi
con poca differenza nella tendenza a
cedere o ad acquistare elettroni,
prevalentemente tra non metalli.
Si ha la condivisione di coppie di elettroni:
l'attrazione esercitata da ciascun nucleo
sugli elettroni esterni dell'altro attrae i due
atomi.
La coppia di elettroni condivisa è
localizzata tra i due atomi ⇒ si formano
molecole separate.
Formazione della molecola H2
Il legame covalente si osserva:
●
sia in alcuni elementi biatomici o poliatomici
(H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8, Se8)
●
sia in numerosissimi composti tra atomi di
differenti elementi.
Molti composti ionici contengono ioni
costituiti da due o più atomi legati
covalentemente = ioni poliatomici
es.: carbonato di calcio
CaCO3
Caratteristiche dei legami covalenti
●
Ordine di legame: numero di coppie elettroniche condivise tra due atomi legati.
●
Forza del legame: dipende dall'intensità dell'attrazione tra i nuclei e gli elettroni
condivisi. Energia di legame: energia necessaria per vincere questa attrazione.
●
Lunghezza di legame: distanza tra due atomi legati.
legame singolo
Ad ordine di legame
più alto corrisponde
una lunghezza di
legame doppio
legame minore e una
energia di legame
maggiore.
legame triplo
Come il modello del legame covalente
spiega le proprietà dei composti covalenti:
Esistono allo stato gassoso
o liquido o sono solidi con basse T
di fusione ed ebollizione.
Le forze di legame covalente all'interno
delle singole molecole sono forti.
Le forze intermolecolari deboli
(interazioni dispersive) sono responsabili
Ebollizione del pentano C5H12
delle proprietà fisiche.
Eccezioni: solidi covalenti reticolari:
quarzo SiO2
diamante (C)
Sono cattivi conduttori.
La corrente elettrica è dovuta a elettroni mobili o a ioni mobili.
Gli elettroni condivisi sono localizzati, quindi non sono liberi di muoversi. Non sono presenti ioni.
Elettronegatività e polarità di legame
Elettronegatività (): capacità relativa di un atomo legato di attrarre elettroni condivisi.
Relazione inversa con il
raggio atomico.
I non metalli hanno
elettronegatività
massima.
Legami covalenti polari
Quando atomi con diversa elettronegatività formano un legame covalente, la coppia elettronica è
condivisa in modo diseguale il legame ha un polo parzialmente positivo (+) e un polo
parzialmente negativo (-) = dipolo.
Molecole con legami covalenti
polari danno luogo a interazioni polari
tra dipoli.
Interazioni polari
nell'ammoniaca (NH3) liquida.
S e sono presenti atomi di idrogeno
legati ad atomi elettronegativi, danno
luogo a legami d’idrogeno con altri
atomi elettronegativi.
A-33
Il legame metallico
Il legame metallico si osserva tra atomi di metalli, che hanno
alta tendenza a cedere gli elettroni esterni (bassa Ei).
Gli elettroni esterni sono condivisi tra tutti gli atomi: l'insieme
(“mare”) di elettroni condivisi che fluisce tra e intorno ai nuclei
e agli elettroni interni li attrae e li tiene legati.
Gli elettroni condivisi sono delocalizzati tra tutti gli atomi.
Come il modello del legame metallico spiega le proprietà dei metalli
Composti solidi, flessibili, malleabili e duttili: si ha regolarità ma non rigidezza nella
disposizione dei cationi metallici, che scorrono l'uno accanto all'altro attraverso il mare di
elettroni senza respingersi.
Alte T di fusione e altissime T di ebollizione: sono richieste altissime energie per
separare ciascun catione metallico e i suoi elettroni da tutti gli altri.
Conducono l'elettricità e il calore: per effetto della mobilità degli elettroni.
