Appunti di Chimica

LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA

Le Leggi Ponderali della Chimica sono delle regole fondamentali da seguire per bilanciare le

reazioni, che sono ancora valide nonostante esse siano datate. L’unica differenza che

dobbiamo tenere a mente è che Lavoisier, Proust e Dalton ragionavano in massa, e quindi in

grammi, noi ad oggi con le nuove scoperte ragioniamo in moli. Le tre leggi sono:

• Legge di Lavoisier

In una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

o Questa è chiamata anche legge di conservazione della massa.

• Legge di Proust

Proust riprende la legge di Lavoisier e dice: in una reazione chimica gli elementi

o sono presenti in rapporti precisi, definiti e costanti.

Esempio:

o ▪

▪

• Legge di Dalton

Se consideriamo due elementi, essi possono reagire anche in rapporti di massa

o diversi ma daranno vita a composti diversi

Esempio:

o ▪

Adesso vediamo le teorie atomiche che questi scienziati hanno proposto a seguito dei loro

studi. Con le scoperte successive queste teorie si sono rivelate false ma le vediamo lo stesso:

• Teoria atomica di Dalton

Gli atomi sono indivisibili (si è poi dimostrato che è falso perché i protoni e i

o neutroni sono divisibili in quark)

Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali (si è poi dimostrato che è

o falso perché esistono gli isotopi)

Gli atomi di un elemento non possono trasformarsi in un altro elemento (si è poi

o dimostrato che è falso perché esistono degli atomi radioattivi che decadendo

trovano stabilità trasformandosi in altri elementi)

In una reazione chimica gli atomi non si creano e non si distruggono ma si

o trasformano (vero)

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

Studi e scoperte sull’atomo

Ripercorriamo un po’ la storia della chimica vedendo gli studi che 2 scienziati in particolare

hanno condotto sugli atomi e le loro teorie atomiche:

• Thompson

Attraverso un tubo catodico fece passare un fascio di cariche negative che

o attraversavano una lamiera carica positivamente e un campo magnetico. Con

questo esperimento Thompson si aspettava di osservare che tutte le particelle

negative avessero un moto rettilineo e invece queste venivano deviate.

Evidentemente risentivano del campo magnetico. Con questo esperimento

Thompson fu in grado di calcolare il rapporto q/m (carica dell’elettrone/massa

dell’elettrone)

• Millikan

Partendo dall’esperimento di Thompson riesce a calcolare la massa dell’elettrone

o e la sua carica

• Rutherford

Riprende l’esperimento di Thompson e lo fa più completo: fa andare delle particelle

o cariche positivamente (atomi di elio) verso una lamina d’oro e posiziona uno

schermo circolare intorno alla lamina per vedere la rifrazione delle cariche positive.

L’esperimento portò a vedere che alcune particelle avevano un moto rettilineo

uniforme, altre venivano leggermente deviate e altre invece venivano quasi

respinte. L’interpretazione fu che quelle che andavano dritte procedevano

indisturbate, quelle deviate si avvicinavano ad altre cariche positive e quelle invece

respinte urtavano altre cariche positive. Con questo Rutherford capì che nell’atomo

ci sono sia particelle cariche negativamente che particelle cariche positivamente.

Per di più quando la massa atomica era doppia rispetto alla massa dei protoni

dovevano esserci degli elementi che non avevano carica ma avevano massa, e

questi furono chiamati neutroni

Tutti loro avanzarono proprie teorie sulla struttura dell’atomo:

• Thompson

Teoria del modello atomico a panettone: una sostanza gelatinosa contiene

o protoni e elettroni sparsi in maniera casuale

• Rutherford

Teoria del modello atomico planetario: esiste un nucleo al centro che contiene

o le cariche positive e le cariche negative invece gli girano intorno, come i pianeti

girano intorno al sole.

Ad oggi possiamo dire che il modello di Rutherford è quello che si avvicina di più alla realtà. In

particolare l’atomo è formato da un nucleo in cui sono contenuti protoni e neutroni (detti

nucleoni) e gli elettroni che girano intorno e fanno volume nonostante abbiano massa

trascurabile. Fanno volume perché la loro distanza dal nucleo è elevata e di conseguenza gli

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

elettroni hanno molto spazio per muoversi. Per di più gli elettroni sono particelle elementari

mentre i protoni e i neutroni sono suddivisibili in quark. I neutroni hanno massa ma non hanno

carica e sono fondamentali per la stabilità del nucleo perché sappiamo che due cariche dello

stesso segno si respingono e quindi i neutroni fanno come da cuscinetto tra i protoni.

Ecco alcuni dati sugli elementi dell’atomo:

Parliamo adesso della struttura dell’atomo:

• Numero atomico (Z)

Numero di protoni presenti nell’atomo che per la stabilità deve essere uguale al

o numero di elettroni, se il numero di protoni è diverso dal numero di elettroni

abbiamo uno ione

• Numero di massa (A)

Numero di protoni e neutroni presenti nell’atomo

o

• Nuclide

Un atomo con A e Z ben definiti

o Sulla tavola periodica un nuclide è scritto come

o Esistono atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di

o massa perché differiscono solo per la presenza di più o meno protoni e questo

conferisce caratteristiche diverse all’isotopo.

Difetto di massa

Nel nucleo dell’atomo esistono delle forze tipiche (che non sono elettromagnetiche o

gravitazionali, ma proprie dell’atomo) che hanno un raggio d’azione molto piccolo ma sono

molto forti e permettono a neutroni e protoni di legarsi saldamente per dare struttura al

nucleo dell’atomo. Esiste un’energia E che si chiama energia di legame e corrisponde al

quantitativo di energia necessaria per rompere il legame tra neutroni e protoni o all’energia

liberata dalla formazione del legame. Per difetto di massa si intende il fenomeno secondo il

quale la massa teorica di un atomo è sempre maggiore rispetto alla massa sperimentale.

Questo accade perché la differenza di massa registrata corrisponde all’energia di legame

liberata durante il processo di formazione dell’atomo. La massa, quindi, non viene persa ma

viene trasformata in energia.

Isotopi

Se il nuclide è la forma in cui un elemento viene scritto sulla tavola periodica un isotopo è una

forma alternativa secondo il quale uno stesso elemento può presentarsi. Tra i vari isotopi

cambia solo il numero di massa e molti di loro sono molto instabili. Per questo, per mettere

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

ordine tra gli atomi si parla di abbondanza percentuale, ovvero la quantità di atomi uguali, di

stessi isotopi, che troviamo sulla terra in percentuale. Alcuni atomi sono così instabili che per

loro parliamo di tempo di dimezzamento, ovvero del tempo che passa per cui il 50% di uno

specifico atomo sia ancora uguale a se stesso e non sia decaduto. Tutti gli isotopi hanno le

stesse caratteristiche chimiche tra loro per questo occupano tutti la stessa casella sulla

tavola periodica. La massa di un atomo che troviamo sulla tavola periodica è la massa medio

tra tutti gli isotopi.

Massa atomica assoluta e massa atomica relativa

La massa atomica assoluta è la massa effettiva in grammi di un atomo, che, come si può

facilmente capire, è molto piccola. Per questo, per lavorare meglio, si è pensato di uniformare

tutte le masse di tutti gli isotopi a masse atomiche relative. La loro unità di misura è u.m.a.

(Unità di massa atomica) e . Le masse assolute di tutti gli atomi sono

già state riportate in masse relative e le troviamo tutte sulla tavola periodica. Quelle sulla

tavola periodica in realtà sono masse medie relativa, calcolate tenendo conto delle

abbondanze percentuali di tutti gli isotopi di uno stesso atomo.

Le molecole

Sono atomi legati chimicamente tra loro. La somma delle masse atomiche relative di ogni

atomo costituente ci dà la massa atomica relativa molecolare.

Mole

Una mole è una quantità di atomi enorme, tale che il valore assoluto della sua massa in

grammi è uguale al valore assoluto della sua massa atomica relativa. In particolare, la

quantità di atomi è uguale al numero di Avogadro N=6,023 x 10^23

Formule molecolari

Adesso vediamo i vari tipi di formule molecolari:

• Formula minima

Riporta gli atomi della molecola e il loro rapporto stechiometrico

o

• Formula molecolare

Specifica il numero esatto di atomi in una molecola

o

• Formula di struttura

Riporta la disposizione bidimensionale degli atomi della molecola

o

• Formula sterica

Riporta la disposizione tridimensionale degli atomi della molecola

o

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Le reazioni di ossidoriduzione sono reazioni che avvengono tra due o più atomi in cui avviene

un’ossidazione e una riduzione, ovvero un trasferimento di elettroni di valenza (ovvero gli

elettroni che ogni atomo ha nel guscio più esterno e usa per fare legami con altri atomi)

dall’elemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo. In particolare, l’elemento

che cede elettroni si ossida, quello che acquisisce elettroni si riduce.

Per capire bene la meccanica delle ossidoriduzioni bisogna prima parlare di alcuni concetti. Il

primo è quello del numero di ossidazione. Il numero di ossidazione rappresenta il numero di

elettroni che l’atomo si ritrova in più o in meno rispetto allo stato originale dopo la reazione. Il

numero di ossidazione si ricava attribuendo agli atomi più elettronegativi la capacità di

acquisire elettroni, e si indicano con un numero di ossidazione positivo. In particolare, per

decidere la capacità di un elettrone a cedere o ad acquisire elettroni, bisogna tenere conto

della loro tendenza a raggiungere l’ottetto, che rappresenta la stabilità. Proprio sulla loro base

di raggiungere l’ottetto si può stabilire una regola per capire il numero di ossidazione degli

atomi dividendoli in gruppi:

• I non metalli hanno numero di ossidazione negativo

• I metalli hanno numero di ossidazione positivo

• Gli elementi del quarto e quinto gruppo possono comportarsi in entrambi i modi

Esistono delle regole comuni che tutti gli elementi seguono e che possiamo usare per capire i

loro numeri di ossidazione:

• Gli atomi o gli elementi allo stato molecolare hanno numero di ossidazione nullo, così

come i metalli e le molecole biatomiche

• Gli atomi del primo gruppo hanno numero di ossidazione +1

• Gli atomi del secondo gruppo hanno numero di ossidazione +2

• Gli atomi del terzo gruppo hanno numero di ossidazione +3

• Gli atomi del sesto gruppo hanno numero di ossidazione -2

• Gli atomi del settimo gruppo hanno numero di ossidazione -1

• I gas nobili non reagiscono

• L’idrogeno ha numero di ossidazione +1 ma non sempre, se è legato a metalli il suo

numero di ossidazione è -1

• L’ossigeno ha la maggior parte delle volte numero di ossidazione -2, le uniche

eccezioni sono i perossidi, dove O ha numero di ossidazione -1, e i superossidi, dove O

ha numero di ossidazione -1/2. Ma questi ultimi due tipi di composti sono molto rari.

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Abbiamo già accennato alle reazioni di ossidoriduzione nell’altra scheda di appunti.

Riprendiamo adesso il discorso. Abbiamo detto che le reazioni di ossidoriduzione sono delle

reazioni che coinvolgono due o più atomi in cui uno cede elettroni e l’altro acquisisce quegli

elettroni ceduti dal primo atomo. La loro tendenza a perdere o ad acquisire elettroni è data

dalla tendenza di tutti gli elementi a raggiungere la stabilità elettronica data dall’ottetto. La

perdita e l’acquisizione di atomi è gestita dall’elettronegatività: gli atomi più elettronegativi

acquisiscono elettroni e gli atomi meno elettronegativi cedono elettroni.

In generale una reazione completa di ossidoriduzione comprende due semireazioni: l’agente

ossidante che cede elettroni e l’agente riducente che acquisisce elettroni. In precedenza, in

una reazione abbiamo spesso dovuto fare un passaggio preventivo che era quello del

bilanciamento: aggiungere coefficienti stechiometrici affinché le moli degli elementi nei

reagenti fossero uguali alle moli di quegli stessi elementi tra i prodotti. Con le reazioni redox

(altro modo di indicare le ossidoriduzioni) oltre alle moli dobbiamo bilanciare il numero di

elettroni che vengono scambiati tra gli atomi che si ossidano e si riducono. Vediamolo subito

con un esempio:

• Per vedere se questa è una redox dobbiamo porre sopra ogni elemento i rispettivi

numeri di ossidazione tenendo a mente che:

Gli atomi allo stato elementare hanno numero di ossidazione 0

o L’idrogeno ha numero di ossidazione +1

o L’ossigeno ha numero di ossidazione -2

o Il numero di ossidazione degli altri atomi si può ricavare ponendo la somma di

o tutti i numeri di ossidazione = 0

• Una volta fatto ciò si guardano gli atomi e si analizzano: quelli che passando dai

reagenti ai prodotti cambiano il numero di ossidazione partecipano a una reazione

redox. In particolare

Quelli che aumentano il numero di ossidazione si ossidano, quindi cedono

o elettroni

Quelli che diminuiscono il numero di ossidazione si riducono, quindi

o acquisiscono elettroni

• Analizziamo quindi la reazione prendendo in considerazione solo gli elementi che si

ossidano e studiamo questi elementi uno alla volta:

o

o Adesso sommiamo le due semireazioni insieme per ricreare la reazione

▪ redox totale

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

o Analizzando la reazione principale però vediamo come abbiamo tra i

▪ reagenti 2 atomi di ferro e tra i prodotti 2 atomi di alluminio; quindi,

dobbiamo aggiungere dei coefficienti stechiometrici per bilanciare il

passaggio di elettroni tra gli elementi.

o Questi coefficienti stechiometrici che abbiamo aggiunto nel

▪ bilanciamento elettronico possiamo copiarli anche nella reazione

originaria.

In questo passaggio anche il numero di elettroni ceduti e acquistati va

▪ moltiplicato, per cui non saranno 3 gli elettroni ceduti e acquistati ma 6

o Un altro passaggio richiederebbe di bilanciare adesso le moli di reagenti

▪ e prodotti come abbiamo sempre fatto. In questo caso non serve perché

con il bilanciamento elettronico abbiamo bilanciato anche le moli, ma

se così non fosse stato avremmo dovuto spendere un altro passaggio

per il bilanciamento delle moli.

È particolare un tipo di bilanciamento, infatti in una reazione fatta in classe dopo il

bilanciamento abbiamo ottenuto 23 moli di ossigeno tra i reagenti e 20 moli di ossigeno tra i

prodotti. Per bilanciare ciò è lecito aggiungere 3 molecole di acqua (H2O) tra i prodotti e, di

conseguenza, 6 moli di ioni H+ tra i reagenti. È tutto scritto sugli appunti.

NOMENCLATURA

Facciamo adesso un piccolo accenno alla nomenclatura dei composti. Si tratta

sostanzialmente dare un nome comune a tutti ai composti che si studiano, e questo lavoro è

regolamentato internazionalmente dalla IUPAC. Esistono però vari modi per dare un nome ai

composti. Essi sono:

• IUPAC: metodo prevalente nella comunità scientifica che prevede una relazione tra il

nome della sostanza e la formula chimica della molecola. In particolare, nel nome si

esprime il numero di ogni specie di atomi che compongono la molecola.

• TRADIZIONALE: si riferisce al numero di ossidazione degli atomi ed è usata per dare il

nome alle molecole più usate nel quotidiano (es: ammoniaca, acido cloridrico, metano…)

• METODO DI STOCK: è simile alla nomenclatura tradizionale ma cambia il fatto che il

numero di ossidazione di ogni atomo è esplicitato e viene scritto tra parentesi in numeri

romani.

Dividiamo i vari composti che esistono per dare un nome ad ogni categoria di composti che

esistono. I composti si dividono in:

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

• Binari (hanno 2 elementi)

Idruri (hanno sempre l’idrogeno come atomo principale)

o Covalenti (idrogeno legato ad un non metallo e con numero di

▪ ossidazione +1)

Ionici (idrogeno legato ad un metallo e con numero di ossidazione -1)

▪

Ossidi (hanno sempre l’ossigeno come atomo principale)

o

• Ternari (hanno 3 elementi e derivano dai binari)

Partiamo dalla nomenclatura degli idruri:

Sono formati da 2 elementi tra cui uno è sempre l’idrogeno. Nella formula chimica viene

scritto davanti sempre il meno elettronegativo. In particolare:

• HX se l’idrogeno si lega ad un non metallo (che quindi è sempre più elettronegativo

dell’idrogeno)

• XH se l’idrogeno si lega ad un metallo (che quindi è sempre meno elettronegativo

dell’idrogeno)

Il nome agli idruri si da prendendo la radice dell’elemento più elettronegativo e aggiungendo

ad esso il suffisso -uro, questa parola è seguita dal nome dell’altro atomo. Es: NaH=idruro di

sodio, HCl=cloruro di idrogeno

Testo creato da Andrea Di Silverio – È vietata la riproduzione

DECADIMENTO RADIOATTIVO

Per quanto riguarda il processo del decadimento radioattivo bisogna prima specificare che

questo tipo di reazione avviene per i cosiddetti radioisotopi, ovvero quei nuclidi instabili che

non rispettano il rapporto tra elettroni e protoni e vanno incontro a delle trasformazioni per

raggiungere la stabilità.