Appunti con immagini esame di chimica del secondo anno

Nel 1869 Mendeleev ordinò i 63 elementi noti in base alla massa atomica crescente e costruì la prima

tavola periodica degli elementi.

La moderna tavola ordina gli elementi (118) in base al numero atomico crescente e li organizza in gruppi

(colonne) e periodi (righe), dove ciascuno dei quali indica il livello energetico a cui si trovano gli elettroni di

valenza degli elementi che li compongono.

Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico. Gli

elettroni del livello più esterno sono detti elettroni di valenza e sono quelli che interagiscono nelle reazioni

chimiche.

. I 6 elementi che chiudono i periodi (ultima colonna) sono i gas nobili, così chiamati per la scarsissima

reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile.

. Tutti gli elementi presenti nei gruppi (verticalmente) hanno gli stessi elettroni di valenza, quelli che sono

alla base della reattività chimica (es. il magnesio ha la stessa reattività chimica del calcio).

I

SIMBOLI DI LEWIS

La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica dello strato di valenza degli elementi

dei gruppi principali. Il gruppo I ha un elettrone esterno ed è quello che permette la reazione, quindi tutti gli

elementi nel gruppo I anche se hanno numero atomico maggiore hanno un unico elettrone di valenza (Es.

Cesio ha numero atomico 55 ed ha 54 elettroni nel livello interno e 1 nel livello esterno).

Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento si riporta il suo simbolo chimico e intorno a esso si

dispongono tanti punti, equidistanti tra loro, quanti sono gli elettroni di valenza, quindi quelli del livello

esterno.

LE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI

- Il raggio atomico (Å) definito convenzionalmente come la metà della distanza internucleare tra due atomi

dello stesso elemento, legati in modo covalente. Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo e diminuisce

lungo un periodo.

- L’energia di ionizzazione (kJ/mol) è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’atomo stesso

quando è isolato. Ha un andamento periodico. L’energia di prima ionizzazione aumenta lungo un periodo e

diminuisce lungo un gruppo.

- L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo in fase gessosa cattura un elettrone. È

massima per gli elementi in alto a destra nella tavola (O; S; F; Cl; Br; I). L’affinità elettronica aumenta lungo

un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

- L’elettronegatività esprime la tendenza di un atomo, che interagisce con un altro, ad attrarre a sé gli

elettroni di legame. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. Il fluoro

è l’elemento più elettronegativo.

. Diminuisce  dall’alto verso il basso

. Aumenta  da sinistra a destra

In sintesi:

. Procedendo lungo un periodo  Aumenta la carica nucleare; diminuisce il raggio atomico; aumenta la

forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno (= aumenta l’elettronegatività).

. Scendendo lungo un gruppo  Aumenta notevolmente il raggio atomico; diminuisce la forza con un il

nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno (= diminuisce l’elettronegatività).

METALLI, NON METALLI, SEMIMETALLI

A seconda delle loro proprietà fisiche e chimiche gli elementi si possono suddividere in metalli, non metalli

e semimetalli.

Sulla parte sinistra ci sono i metalli; nella parte destra (dopo la linea a zig zag) ci sono i non metalli.

Metalli  Sono più di 80 e sono:

. Solidi (tranne il mercurio)

. Duri

. Lucenti

. Malleabili (possono essere modellati con uno stampo)

. Duttili (si possono ridurre in fili o lamine sottili)

. Conducono calore ed elettricità

Le loro proprietà chimiche dipendono dalla loro tendenza a perdere elettroni diventando ioni positivi. Le

caratteristiche fisiche dipendono dal tipo di legame tra gli atomi

Non metalli  Hanno proprietà fisiche opposte a quelle dei metalli:

. Colorati (es. lo zolfo è giallo; il cloro è verde; il bromo è rosso)

. Liquidi (es. bromo), gassosi (es. ossigeno), solidi (es. zolfo)

. Si frantumano

. Isolanti

Le loro proprietà chimiche dipendono dalla loro capacità di accettare elettroni diventando ioni negativi.

Semimetalli  Presentano sia un comportamento metallico che non metallico.

. Semiconduttori

L’aumento della loro conducibilità elettrica di può ottenere non solo per effetto termico, ma anche per

aggiunta di piccolissime quantità di elementi vicini nella tavola periodica.

Gli elementi più importanti, indispensabili per il funzionamento dell’organismo umano sono: ossigeno,

carbonio, idrogeno, azoto e calcio.

CAP. 10 – “I LEGAMI CHIMICI”

ENERGIA DI LEGAME

Nonostante l’enorme numero di combinazioni possibili tra gli atomi, non tutte sono realizzabili: un composto

si forma solo se la sua energia potenziale è minore di quella dei singoli atomi che lo costituiscono.

Il legame chimico si forma soltanto se due atomi liberano energia durante il processo di formazione del

composto. -1

L’energia di legame (KJ • mol ) è la quantità di energia che è necessario fornire a una mole di sostanza

per rompere il legame (forza attrattiva) fra i suoi atomi. Tanto maggiore è l’energia di legame, tanto più

stabile è il composto e tanto più forte è il legame che si è instaurato tra gli atomi.

LA REGOLA DELL’OTTETTO

Il motivo della stabilità dei gas nobili risiede nel fatto che la loro configurazione elettronica

presenta otto elettroni (due nel caso dell’elio) nello strato di valenza, che quindi è completo.

Gli atomi possono raggiungere la configurazione dei gas nobili non soltanto scambiandosi gli elettroni, ma

anche condividendoli. Alla struttura con 8 elettroni nello strato esterno corrisponde una particolare stabilità 

l’elemento è stabile quindi non reagisce.

IL LEGAME

Due atomi sono legati tra loro se la distanza internucleare è inferiore alla somma dei rispettivi raggi

atomici.

Un legame chimico si forma sempre e solo se il sistema guadagna stabilità, in quanto è una conseguenza

della tendenza degli atomi a completare l’ottetto.

Un elemento non reattivo chimicamente non forma legami (vedi gas nobili).

LE FORZE INTRAMOLECOLARI

Le forze intramolecolari sono interazioni di natura elettrostatica che tengono uniti più atomi in una specie

chimica (legami primari o forti) e sono:

- Legame covalente  condividere/mettere in comune elettroni

- Legame Ionico  cedere/acquistare elettroni

- Legame metallico

I primi due legami chimici mi permettono di raggiungere l’ottetto.

LEGAME COVALENTE

Il legame covalente si forma quando due atomi generici mettono in comune coppie di elettroni.

I legami possono essere rappresentati con la simbologia di Lewis (puntini) oppure con dei trattini.

Es.

Il Fluoro (F) ha sette elettroni nel livello esterno, per raggiungere la stabilità si incontra con un altro atomo

di F in modo da condividere l’elettrone dispari e quindi formano un legame dato dalla

condivisione

Es.

L’Idrogeno (H) ha un solo elettrone nel livello esterno, quando si unisce al Fluoro creano un legame e il

fluoro raggiunge l’ottetto, mentre l’idrogeno rimane stabile con due elettroni

. Una volta che la molecola si forma gli elettroni appartengono contemporaneamente agli

atomi che li condividono.

Il legame covalente può essere:

- Puro  Si forma se i due atomi sono identici (il centro delle cariche positive e negative coincide).

- Dativo  Si forma tra due atomi di cui uno ha già raggiunto l’ottetto; se questo possiede ancora una o più

coppie libere di elettroni non condivisi può comportarsi da donatore nei confronti dell’altro atomo.

- Ionico  Si forma quando la differenza di elettronegatività tra i due atomi è molto alta (> di 1,9).

POLARITÀ DEL LEGAME COVALENTE

La polarità del legame covalente è causata dalla distribuzione asimmetrica della coppia di legame, che si

trova più vicina all’atomo più elettronegativo; il quale acquista una parziale carica negativa (Delta-). L’altro

atomo, meno elettronegativo acquisisce una parziale carica positiva (Delta+). La molecola prende il nome

di dipolo.

Tanto maggiore è la differenza di elettronegatività fra due atomi, tanto maggiore è la polarità del

legame che li unisce.

Il legame covalente può essere:

- Polare  Gli atomi sono diversi tra loro e presentano una parziale carica elettrica di segno opposto. Il

-

legame è più vicino all’elemento più elettronegativo (∫ ; Delta meno).

- Apolare  Gli atomi sono uguali tra loro e non presentano cariche parziali. Gli elettroni sono localizzati al

centro del sistema (distribuzione simmetrica).

Molecole che al loro interno hanno più di un legame polare non sono necessariamente polari perché una

molecola è polare se ha legami polari e una geometria che non annulli i vettori momento dipolare.

Es. CO non è una molecola polare ma al suo interno ha legami polari.

2

Caratteristiche del legame covalente:

- Ordine di legame  Numero di coppie di elettroni condivise per raggiungere l’ottetto (al massimo tre).

Es.

- Lunghezza di legame  Quando due atomi si aggregano tra loro, risentono di forze attrattive che li fanno

avvicinare. La distanza a cui essi si pongono non è generica perché all’interno dell’aggregato agiscono

anche delle forze repulsive. La lunghezza di legame è la distanza media, misurabile sperimentalmente, che

intercorre tra i nuclei di due atomi uniti con legame covalente. La lunghezza di legame aumenta

all’aumentare delle dimensioni atomiche e al diminuire della forza di legame.

Es.

- Energia di legame  Energia necessaria a rompere il legame in fase gassosa.

Aumenta con l’aumentare dell’ordine di legame.

Es.

LEGAME IONICO

il legame ionico si forma per forza elettrostatica se la differenza di elettronegatività fra gli atomi diventa

molto grande (superiore al 60%) l’atomo più elettronegativo “strappa” l’elettrone all’altro atomo, assumendo

su di sé l’intera carica negativa (anione), mentre l’atomo che ha perso l’elettrone acquisisce una carica

positiva (catione).

L’atomo più elettronegativo diventa uno ione negativo (anione), l’altro uno ione positivo (catione).

Una volta formatosi, lo ione negativo assume la configurazione del gas nobile successivo, mentre lo ione

positivo assume quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica.

Es.

Formazione del Cloruro di Sodio (NaCl)

. La formula dei composti ionici non rappresenta una molecola di composto poiché nei loro cristalli non si

distinguono le unità molecolari.

Caratteristiche del legame ionico:

- È generato dall’attrazione elettrostatica (coulombiana) tra anioni e cationi

- Non è direzionale (non è specifica nella direzione spaziale)

- Non esistono molecole discrete

- Gli ioni si dispongono con regolarità nello spazio formando dei reticoli cristallini

Proprietà dei composti ionici:

- Sono per lo più solidi a temperatura ambiente

- Punti di fusione elevati

- Duri ma fragili (la durezza è la resistenza alla penetrazione da parte di una punta; la fragilità è la facilità

alla frattura per via meccanica)

- Isolanti elettrici da solidi; buoni conduttori da fusi e in soluzione

- In soluzione acquosa conducono corrente

In sintesi:

. Gli elementi che si trovano a sinistra nella tavola periodica tendono a diventare ioni positivi (cedono

elettroni).

. Gli elementi che si trovano a destra nella tavola periodica tendono a diventare ioni negativi (acquistano

elettroni).

LEGGE DI COULOMB

TEMPERATURA DI FUSIONE NEL LEGAME IONICO

I punti di fusione dipendono in prima approssimazione dalla carica degli ioni e dalla distanza di questi nel

reticolo (energia reticolare). Aumentando la distanza tra le cariche, diminuisce la forza di fusione.

LEGAME METALLICO

Il legame metallico è dovuto dall’attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li

circondano.

Tanto più forte è il legame metallico, tanto più sono numerosi gli elettroni mobili. I metalli sono solidi a

temperatura ambiente e sono quindi caratterizzati da un reticolo cristallino.

Es.

Il reticolo cristallino del sodio è una +

sequenza ordinata di ioni positivi Na ,

che occupano posizioni fisse. Gli

elettroni del guscio di valenza sono

invece liberi di muoversi.

Gli atomi metallici possono mettere in comune gli elettroni di valenza, che vengono condivisi tra più nuclei.

Le cariche positive sono localizzate in posizioni più o meno fisse; quelle negative sono libere di

muoversi. Si ha quindi una certa regolarità (non rigidità) nella disposizione dei cationi metallici, che

scorrono l’uno accanto all’altro attraverso la moltitudine di elettroni senza respingersi.

Ad alte temperature di fusione e altissime temperature di ebollizione sono richieste altissime energie per

separare ciascun catione metallico e i suoi elettroni da tutti gli altri.

Le proprietà metalliche sono dovute dalla mobilità degli elettroni più esterni e sono:

- Lucentezza

- Conducibilità termica ed elettrica

- Malleabilità

- Duttilità

LA TAVOLA PERIODICA E I LEGAMI TRA GLI ELEMENTI

Osservando la tavola periodica di può affermare che:

1. I metalli formano tra loro legami metallici

2. I non metalli formano tra loro legami covalenti puri.

3. Se gli atomi dei non metalli sono uguali, il legame è covalente puro; se sono diversi il legame è

covalente polare.

4. I metalli e i non metalli formano fra loro legami ionici

5. Il carattere ionico del legame cresce all’aumentare della differenza di elettronegatività tra gli atomi del

composto.

LA FORMA DELLE MOLECOLE

La forma delle molecole è funzionale al loro comportamento.

I moderni mezzi di indagine hanno messo in evidenza che in una molecola gli atomi sono disposti in

rapporti geometrici particolari che conferiscono alle sostanze le loro proprietà peculiari.

Ciò che definisce la geometria di una molecola è l’angolo di legame, ovvero l’angolo formato dagli assi

congruenti i nuclei degli atomi che si legano.

Es.

Angolo dell’acqua

LA TEORIA VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion)

La teoria VSEPR è detta teoria della repulsione delle coppie di elettroni dal guscio di valenza perché

presuppone che le coppie di elettroni esterni si respingano reciprocamente. I principi della teoria sono:

- La disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche, libere e

condivise, appartenenti al livello di valenza che circondano l’atomo centrale.

- Poiché tali coppie elettroniche di uguale segno si respingono, esse si collocano alla maggiore distanza

possibile l’una dall’altra.

Le coppie di elettroni liberi hanno un comportamento simile a quello delle coppie condivise, ma la

repulsione tra coppie elettroniche libere è maggiore. Nelle coppie libere la forma della molecola tiene anche

conto del doppietto elettronico. In base al numero di coppie elettroniche intorno all’atomo centrale si ha

che:

. Due coppie individuano una geometria lineare (angoli 180°)

. Tre coppie determinano un assetto triangolare equilatero (angoli 120°)

. Quattro coppie individuano una geometria tetraedrica (angoli 109,5°)

I legami covalenti doppi e tripli, ai fini della geometria molecolare, valgono come un legame singolo.

CAP. 11 – “LE NUOVE TEORIE DEL LEGAME”

I LIMITI DELLA TEORIA DI LEWIS E GLI IBRIDI DI RISONANZA

I dati sperimentali hanno messo in luce i limiti della teoria di Lewis: in particolare essa non dà ragione della

geometria delle molecole e di quali e quanti elettroni siano effettivamente presenti nella zona compresa fra i

nuclei dei due atomi.

Quando una molecola presenta legami semplici e doppi, un’unica formula può non descriverla in modo

corretto. La rappresentazione corretta della molecola si ha utilizzando due forme limite.

Es.

Ozono

Si può quindi supporre che la molecola reale sia un ibrido delle due forme.

Un ibrido di risonanza è quindi una molecola la cui struttura reale è intermedia tra due o più possibili

strutture di Lewis. Per rappresentare un ibrido di risonanza si ricorre alla modalità dell’esempio: la freccia a

due punte indica che alla struttura della molecola contribuiscono entrambe le formule.

CAP. 12 – “LE FORZE INTERMOLECOLARI E GLI STATI CONDENSATI DELLA MATERIA”

MOLECOLE POLARI E APOLARI

La polarità di una molecola dipende anche dalla sua geometria, grazie alla quale le polarità dei legami

possono annullarsi a vicenda oppure sommarsi. Una molecola è polare se ha legami polari e una

geometria che non annulli i vettori momento dipolare o se la somma dei momenti dipolari di tutti i suoi

legami è diversa da zero.

La polarità delle molecole determina la solubilità della sostanza nei diversi solventi (il simile scioglie il

simile).

I solventi polari sciolgono sostanze polari, solventi apolari, solubilizzano sostanze apolari.

DIPOLO ELETTRICO

Un dipolo è un sistema che ha due poli elettrici, con uguale carica q, ma di segno opposto, separati da una

certa distanza d. Un dipolo elettrico è caratterizzato dal suo momento dipolare (µ = mu). Il momento

dipolare esprime la forza di un dipolo elettrico ed aumenta all’aumentare della carica q, positiva e negativa,

dei due poli e all’aumentare della distanza d che li separa.

LE FORZE INTERMOLECOLARI

Le forze intermolecolari sono interazioni di natura elettrostatica che si instaurano tra più molecole in una

sostanza e ne determinano lo stato fisico (solido; liquido; gas).

Sono legami deboli o secondari e si dividono in:

FORZE DI DISPERSIONE DI LONDON (Interazione dipolo-istantaneo-dipolo indotto)

In un atomo o in una molecola polare solitamente la distribuzione della nuvola elettronica è simmetrica

rispetto ai nuclei, e i baricentri delle cariche negative e positive coincidono.

A causa del movimento degli elettroni può succedere che momentaneamente la distribuzione della nuvola

elettronica sia asimmetrica rispetto ai nuclei e addensata da un lato. Ciò determina la formazione di un

dipolo temporaneo o istantaneo.

Ciascun dipolo istantaneo genera un campo elettrico, che a sua volta induce un dipolo indotto nelle

molecole circostanti (Polo+; polo-). Fra un dipolo temporaneo e l’altro si stabiliscono quindi delle forze

attrattive chiamate forze di London

L’intensità delle forze di London aumenta all’aumentare delle dimensioni delle molecole e del peso

molecolare.

Le forze di London sono importanti nella formazione della membrana cellulare, in quanto tengono unite le

code apolari dei fosfolipidi. I fospolipidi sono molecole organiche che contengono una testa polare e una

coda apolare.

Le code polari si attraggono fortemente grazie alle forze deboli creando una

struttura supramolecolare stabile: la membrana biologica (aggregato ordinato di molecole tenute assieme

da forze di legame secondario)

POLARIZZABILITÀ

È la capacità che ha una molecola di presentare un momento dipolare indotto da un campo elettrico

esterno. Cresce all’aumentare degli elettroni (I > Br > Cl > F).

. Una polarizzabilità più elevata garantisce un’interazione più forte.

. Una molecola è tanto più polarizzabile quanti più elettroni possiede.

Molecole appartenenti allo stesso gruppo, quindi così simili tra loro, si presentano diverse allo stato di

aggregazione in base alla diversa capacità di essere polarizzabili e quindi alla possibilità di dare

interazioni.

FORZE DI ORIENTAZIONE DI KEESOM (Interazione

dipolo-dipolo)

Le molecole polari (Delta+; Delta-) creano attorno a loro

deboli campi elettrici che fanno sentire la propria attrazione

su altre molecole polari vicine. In questo modo si verifica

un’attrazione elettrostatica tra i poli opposti di due molecole

(forza coulombiana). Tale interazione è detta interazione

dipolo-dipolo o forza di Keesom.

Le molecole si avvicinano e tendono a disporre i loro poli in

carica opposta l’uno di fronte all’altro, in modo tale da

raggiungere un’elevata stabilità e rendere minima l’energia potenziale del sistema.

In sintesi:

Molecole molto simili tra loro possono differire per lo stato di aggregazione (gassoso, liquido e solido) solo

ed esclusivamente a causa delle forze secondarie.

LEGAME A IDROGENO (Forza più forte nei legami deboli; 20-50 KJ/mol)

Il legame a idrogeno è un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che viene portato all’estremo (forza

intensa). Avviene se il legame viene dato solo da alcuni atomi, cioè da un atomo di idrogeno (H) legato

covalentemente con un atomo fortemente elettronegativo, piccolo e con una coppia elettronica libera (F, O,

N).

Es.

Molecola dell’acqua dove è presente un legame a idrogeno (H O)

2

Caratteristiche del legame a idrogeno:

. È il legame più forte tra le interazioni intermolecolari ed è l’unico ad essere direzionale, cioè determina

una geometria lineare (180°) attorno all’atomo di H.

. Si può raffigurare graficamente attraverso un tratteggio (|).

. Le molecole che fanno legame a idrogeno hanno temperature di ebollizione e fusione particolarmente

elevate rispetto alla loro massa molecolare.

LEGAME A IDROGENO – STRUTTURA DELLE PROTEINE

Il legame a idrogeno è implicato anche nel riconoscimento molecolare. Nelle proteine i legami a idrogeno

che si stabiliscono fra gli atomi di idrogeno legati all’azoto e gli atomi di ossigeno legati al carbonio, sono

responsabili della struttura elicoidale del DNA. Ciò è importante perché durante la replicazione del DNA un

filamento ne genera un altro complementare grazie al riconoscimento selettivo tra le basi; cioè tra un alfa

elica e la sua vicina vi è un legame a idrogeno che ha una specificità importante:

. La guanina vede di fronte a se sempre e solo la citosina  3 legami a idrogeno di tipo direzionale e non

aspecifico

. L’adenina vede di fronte a se sempre la timina  2 legami a idrogeno

I legami a idrogeno che si instaurano tra le catene proteiche, costituite da amminoacidi, determinano la

struttura finale delle proteine, che possono essere considerate aggregati supramolecolari.

LEGAME A IDROGENO – SOLUBILIZZAZIONE DI SOSTANZE POLARI IN ACQUA

Il legame a idrogeno spiega anche alcuni effetti legati alla solubilità. Ad esempio l’ammoniaca e l’etanolo

sono solubili in acqua perché instaurano con essa forti legami a idrogeno (Es. Lo zucchero che si scioglie

in acqua).

LEGAME A IDROGENO – STRUTTURA DEL GHIACCIO

Il ghiaccio ha una struttura cristallina in cui gli atomi di ossigeno assumono una disposizione esagonale. Ha

una composizione nello spazio molto ordinata e regolare; nell’acqua che diventa solida è il legame a

idrogeno che da la direzionalità.

Un’altra conseguenza dell’elevata organizzazione è il fatto che il ghiaccio ha una dimensione minore

rispetto all’acqua, infatti nel ghiaccio ci sono spazi vuoti che diminuiscono la densità (per questo motivo il

ghiaccio galleggia sull’acqua).

CAP. 2 / 6 / 12

I PASSAGGI DI STATO

I passaggi di stato implicano la trasformazione della materia da uno stato fisico all’altro per variazioni di

temperatura e pressione. Ciascun passaggio di stato ha un proprio nome. Nei gas le

particelle sono distanti e disordinate

Stato gassoso  condensazione  Stato liquido

Stato gassoso  brinamento  Stato solido

Nei liquidi le particelle sono vicine e disordinate

Stato liquido  evaporazione  Stato gassoso

Stato liquido  solidificazione  Stato solido

Nei solidi le particelle sono vicine e ordinate. In questo passaggio varia anche anche la densità.

Stato solido  fusione  Stato liquido

Stato solido  sublimazione  Stato gassoso

STATO GASSOSO

I parametri fisici che vengono utilizzati per definire un gas sono:

- Volume

- Pressione

- Temperatura; K = °C + 273

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS

P • V = n • R • T 23

n = numero di mol; quantità di materia (costante di Avogrado  6,022 • 10 )

R = costante dei gas

MODELLO DI GAS IDEALE O GAS PERFETTO

Un gas ideale consiste di particelle (atomi o molecole) che hanno le seguenti proprietà:

1. Il volume proprio delle particelle è trascurabile rispetto al volume occupato dal volume gassoso

2. Le particelle sono in costante movimento

3. Le interazioni tra le particelle sono nulle, gli urti (= pressione) sono perfettamente elastici

4. L’energia cinetica media di un insieme di particelle è proporzionale alla temperatura assoluta del gas.

Più alta è la temperatura più le particelle si muovono velocemente.

ENERGIA CINETICA DELLE PARTICELLE

L’energia cinetica media delle particelle è proporzionale alla temperatura.

2

Ec = ½ mv = 3/2 KT -23 -1

K costante di Boltzmann =1,38 . 10 jK

STATO LIQUIDO

I liquidi presentano alcune caratteristiche dei solidi e altre dei gas. Le particelle che costituiscono il liquido

sono vicine le une alle altre, trattenute da forze attrattive determinate da legami secondari che ne

impediscono la dispersione, a differenza di quanto avviene nei gas.

Le molecole nei liquidi possono muoversi continuamente all’interno della massa liquida, pur rimanendo

strettamente vicine; inoltre sono incomprimibili.

Molte proprietà dei liquidi dipendono dalla natura delle forze intermolecolari che agiscono sulla sostanza.

I liquidi sono caratterizzati da parametri fisici come:

1. VISCOSITÀ Per comprendere la viscosità bisogna partire dal concetto di fluidità, che è la



proprietà di un liquido che consente ai suoi strati di scorrere l’uno sull’altro. La viscosità è l’inverso

della fluidità, cioè una difficoltà dei suoi strati di scorrere uno sull’altro. Per misurare la viscosità si

misura il tempo impiegato da un dato volume di fluido per passare attraverso un tubo capillare. Non

tutti i liquidi hanno la stessa viscosità.

Es.

Alla temperatura di 20° l’acqua ha una viscosità di 1,00, mentre l’olio di oliva ha una viscosità di

84,00. Se aumenta la temperatura la viscosità si abbassa, perché l’effetto di scivolamento

diminuisce.

2. TENSIONE SUPERFICIALE  I liquidi, pur non avendo una forma propria stabile (assumono quella

del recipiente in cui sono posti), di norma tendono ad assumere la forma sferica. La proprietà che

favorisce le formazioni sferiche dei liquidi è la tensione superficiale. Non tutti i liquidi hanno la

stessa tensione superficiale; il piombo ad esempio ha una tensione superficiale maggiore

dell’acqua.

. Una molecola all’interno del liquido è

completamente circondata da altre molecole: le

forze attrattive esercitate su di essa si bilanciano

(provengono da tutte le direzioni).

. Una molecola che si trova sulla superficie del

liquido viene attratta solo dalle molecole che

sono sotto o a lato di essa.

La conseguenza di ciò è data dall’attrazione

verso l’interno; il liquido tende ad avere una

forma tale da minimizzare la superficie esposta

(forma compatta).

La tensione superficiale diminuisce all’aumentare della temperatura perché l’agitazione termica

delle molecole attenua i legami intermolecolari. La presenza di tensioattivi diminuisce la tensione

superficiale (es. sapone)

Es.

Prendiamo un bicchiere d’acqua e mischiamo dentro l’olio; questo non si miscelerà fino a quando

non introdurremo un tensioattivo come il sapone perché:

. L’acqua è una molecola polare; quando andiamo a sciogliere qualcosa in una sostanza polare si

scioglierà solo qualcosa di polare (il simile scioglie il simile).

. L’olio è una componente organica non polare.

. Il sapone ha un duplice comportamento, perché ha una componente polare (acqua) e una apolare

(olio); per questo se inseriamo del sapone in un bicchiere di acqua e olio, questo permette all’olio di

miscelarsi nell’acqua.

CAPILLARITÀ

Un effetto imputabile alla tensione superficiale dei liquidi si manifesta nell’innalzamento di un liquido

in un tubo capillare. In un tubo capillare di raggio r, la forza che tende a far salire il liquido all’interno

del tubo è data dalla tensione superficiale y moltiplicata per la circonferenza del tubo (2πr).

La capillarità aumenta al diminuire del diametro.

Il mercurio, ad esempio, si comporta in modo opposto all’acqua perché le sue interazioni con la

superficie del vetro sono meno forti di quelle tra gli atomi di mercurio (minore forza attrattiva).

3. TENSIONE DI VAPORE

Analogamente a quanto avviene per i gas, anche le molecole del liquido si muovono con velocità

che dipendono dalla temperatura. Può accadere che alcune particelle del liquido sufficientemente

veloci, vincono le forze attrattive, e lasciano la superficie del liquido passando allo stato gassoso

(evaporazione).

Se l’evaporazione avvenisse in un contenitore ermetico e non nell’ambiente, l’evaporazione ad un

certo punto finirebbe. Il vapore formatosi si dice “saturo” in quanto si ha lo stesso numero di

particelle che evaporano e che rientrano per condensazione  passaggio netto = 0 (fenomeno

dinamico che non ha effetti macroscopici).

. Tanto più la tensione di vapore è elevata, tanto più il liquido è volatile.

STATO SOLIDO

Nei solidi le forze attrattive tra le particelle sono nettamente prevalenti rispetto alla loro energia cinetica.

Come conseguenza i soldi possiedono una forma e un volume propri, sono incomprimibili è generalmente

sono caratterizzati da una struttura cristallina. I solidi che NON possiedono struttura cristallina sono detti

amorfi.

Esistono cinque classi di cristalli:

1. I cristalli ionici si formano in virtù dell’attrazione fra ioni con carica opposta. Sono fragili,

presentano elevata temperatura di fusione, conducono elettricità allo stato fuso e in soluzione

acquosa.

2. I cristalli reticolari o covalenti si formano grazie a una rete tridimensionale di legami covalenti far

gli atomi.

Sono duri, hanno temperatura di fusione elevata, non conducono elettricità e non sono solubili in

acqua.

3. I cristalli metallici sono costituiti da atomi legati con legame metallico. Sono duttili, malleabili,

conducono elettricità e calore. Le leghe sono soluzioni di più metalli allo stato solido.

4. I cristalli molecolari polari sono costituiti da molecole polari che si attraggono grazie a dei legami

dipolo-dipolo o a idrogeno. Hanno punti di fusione non elevati. Sono teneri e fragili. Le soluzioni non

sono conduttrici di elettricità.

5. I cristalli molecolari apolari sono costituiti da molecole apolari tenute insieme da deboli forze di

Van derWaals. Hanno bassi punti di fusione. Non conducono corrente né allo stato solido, né in

soluzione.

ALLOTROPI

Cristalli che hanno la stessa composizione chimica, possono però presentarsi con strutture cristalline

diverse. Forme alternative di uno stesso elemento che si diversificano per il modo in cui gli atomi sono

legati si definiscono allotropi.

Un esempio è il carbonio che presenta due forme allotropiche:

. Grafite  reticolo esagonale; gli atomi di C formano strati a nido d’ape in cui ciascun atomo di C è legato a

altri 3. Gli starti sono legati tra loro attraverso le forze di London (legami deboli).

. Diamante  reticolo tridimensionale; ciascun atomo di C è legato con altri 4 atomi di C.

Grafite Diamante

DIAGRAMMI DI STATO

Raccolgono tutte le coppie pressione/temperatura alle quali sussiste un equilibrio tra fasi diverse.

Ciascun materiale puro ha un grafico come il seguente grafico dell’acqua.

Spazi: Combinazioni di P e T alle quali è stabile una

determinata fase;

Curve: Combinazioni di P e T alle quali due fasi sono

in equilibrio;

Punto triplo: Combinazioni di P e T alle quali tre fasi

sono in equilibrio;

Punto critico: Valori di T e P al di sopra delle quali la fase

liquida della materia cessa di esistere, o meglio non è

diversa dalla fase gassosa.

CAP. 2 “LE TRASFORMAZIONI FISICHE DELLA

MATERIA”

LA MATERIA E LE SUE CARATTERISTICHE

Un sistema è una porzione delimitata di materia.

La materia che ci circonda può trovarsi in tre stati fisici in base ai cambiamenti di volume, pressione, forma

e densità:

- Solido  Hanno una disposizione rigida nello spazio, sono incomprimibili. Le particelle non si muovono ma

oscillano e vibrano introno a posizioni fisse ben precise.

- Liquido  Non hanno forma propria, ma hanno volume proprio. Le particelle si muovono continuamente.

- Aeriforme (Gas)  Non hanno né volume né forma propria. Sono comprimibili. Le particelle sono libere di

muoversi in tutto lo spazio a disposizione (moto caotico).

SOSTANZE PURE E MISCUGLI Si definisce fase una

porzione di materia fisicamente distinguibile e delimitata, che ha proprietà intensive uniformi.

I PRINCIPALI METODI DI SEPARAZIONE DI MISCUGLI E SOSTANZE

- La filtrazione; è il metodo per separare per mezzo di filtri, i materiali solida da un miscuglio liquido o

gassoso.

- La centrifugazione; è il metodo per separare miscugli eterogenei di liquidi e/o solidi aventi densità

diversa.

- L’estrazione; è il metodo per separare i componenti di un miscuglio per mezzo di un solvente.

- La cromatografia; è il metodo per separare i componenti di un miscuglio che si spostano con velocità

diverse su un supporto (fase fissa), trascinati da un solvente (fase mobile).

- La distillazione; si basa sulla diversa volatilità dei componenti di miscele liquide. Minore è la temperatura

di evaporazione, maggiore è la volatilità.

MISCUGLI OMOGENEI E ETEROGENEI

Un sistema formato da due o più sostanze è un miscuglio.

I miscugli hanno composizione chimica variabile.

I miscugli eterogenei possono presentare aspetti assai diversi al variare dello stato di aggregazione delle

fasi costituenti:

. Schiuma  miscuglio eterogeneo in cui un gas è disperso nella fase liquida (es. panna)

. Nebbia  miscuglio eterogeneo acqua-aria

. Fumo  miscuglio eterogeneo di un solido in un gas

. Emulsione  miscuglio eterogeneo che si ottiene agitando energicamente due o più liquidi immiscibili tra

loro (es. maionese)

COLLOIDI

I colloidi costituiscono una classe di materiali che ha caratteristiche intermedie tra quelle dei miscugli

omogenei e quelle dei miscugli eterogenei (es. budino, albume, gelatina)

CURVA DI RISCALDAMENTO DI UNA SOSTANZA PURA

Ogni sostanza pura ha una curva di riscaldamento e temperature di fusione e di ebollizione caratteristiche

in funzione della pressione a cui avviene il passaggio di stato.

. La tensione di vapore di un liquido, a una data temperatura, è la pressione che esercita un vapore

quando è in equilibrio con il proprio liquido puro, ed è tanto più alta quanto maggiore è la temperatura.

. La temperatura di ebollizione di un liquido è la temperatura a cui la tensione di vapore uguaglia la

pressione esterna. Maggiore è la pressione, più difficile è l’ebollizione del liquido.

L’acqua bolle a 100° perché la tensione di vapore eguaglia la pressione atmosferica.

. Il calore scambiato durante un passaggio di stato si chiama calore latente e può essere:

- Latente di fusione (da solido a liquido)

- Latente di vaporizzazione (da liquido a vapore); è molto maggiore di quello di fusione. Esistono dei solidi

che hanno la possibilità di baipassare la fase liquida e passare subito a quella gassosa (es. naftalina e

iodio)

Es.