Chimica e materia

Chimica e materia

L'oggetto della chimica è lo studio della materia e delle sue trasformazioni. È materia tutto quello che è dotato di massa e di energia. La chimica è una scienza sperimentale. La “rivoluzione chimica” di Lavoisier scopre la combustione con l’ossigeno; infatti, nel 1775 Lavoisier arriva alla conclusione che il processo di combustione è un processo di combinazione del combustibile con una parte di aria detta ossigeno. Da qui nasce la legge della conservazione della massa: la somma delle masse dei reagenti sarà uguale alla massa del prodotto.

Material

L'oggetto di studio della chimica è la materia, ovvero tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio. In particolare, è una scienza che studia:

• La struttura e la composizione della materia;
• Le trasformazioni che la materia subisce;
• L’energia coinvolta in queste trasformazioni.

Le proprietà fisiche sono proprietà che interessano l’insieme dei costituenti elementari. Le proprietà chimiche sono proprietà che interessano singolarmente i costituenti elementari.

Sostanza pura e miscela

Sostanza pura: elementi e composti;

Miscela: omogenea e eterogenea.

Gli stati di aggregazione della materia:

• Solido: forma e volume proprio;
• Liquido: volume proprio, ma non la forma;
• Gassoso: né forma né volume proprio;
• Plasma: è lo stato della materia più diffuso nell’universo, composto da elettroni e nuclei.

A causa delle sue peculiarità, il plasma (formato da elettroni e ioni) è considerato il quarto stato della materia. Piuttosto raro sulla Terra, è lo stato più comune della materia su scala universale (stelle o nebulose).

Sostanza

Ogni sostanza può essere descritta mediante le sue proprietà fisiche e chimiche. Essa possiede sempre la stessa composizione.

• Le proprietà fisiche sono: densità, calore, punto di ebollizione, volume, ecc.
• Le proprietà chimiche sono: infiammabilità, grado di ossidazione, reattività con una certa classe di sostanze.

Sono detti:

• Elementi: le sostanze non scomponibili in altre sostanze, costituite da un grande insieme di atomi identici, sono i mattoni della materia e ad oggi sono noti 118 elementi, dei quali 90 esistono in natura;
• Composti: le sostanze decomponibili in altre sostanze.

La più piccola unità di una sostanza che ne mantiene le proprietà chimiche è una molecola ed è costituita da almeno due atomi.

Composto e miscela

Il composto è costituito da una sola sostanza, è ottenuto con una reazione chimica e ha una composizione definita; una molecola di un composto è costituita da numeri caratteristici di atomi di due o più elementi legati chimicamente tra loro.

La miscela è costituita da più sostanze, è ottenuta con un metodo fisico, ha composizione variabile e le proprietà fisiche variano con la composizione. Si può separare ottenendo sostanze pure, attraverso mezzi fisici, quali: filtrazione (che sfrutta la diversa dimensione delle particelle), cristallizzazione (che sfrutta la diversa densità), distillazione (che sfrutta la diversa temperatura di ebollizione), ecc.

Tavola periodica

Ad ogni elemento chimico è stato assegnato un simbolo composto da una o due lettere che rappresentano l'iniziale del nome dell’elemento (di solito in latino).

• Formula minima: esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola;
• Formula molecolare indica il numero reale di atomi dei vari elementi;
• Formula di struttura: indica come gli atomi di una molecola sono disposti nello spazio.

La tavola periodica è suddivisa in periodi (6 file orizzontali) e gruppi (18 colonne verticali). Gli elementi di un gruppo hanno simili proprietà fisiche e simili proprietà chimiche, ad esempio:

• Il gruppo 1 presenta metalli alcalini;
• Il gruppo 2 rappresenta i metalli alcalino terrosi;
• Il gruppo 3-12 rappresenta i metalli di transizione;
• Il gruppo 17 (7) rappresenta gli alogeni;
• Il gruppo 18 (8) i gas nobili.

Gli atomi

L’atomo è la più piccola quantità di materia contenuta in una sostanza che rimane invariata qualunque sia la reazione chimica cui quella sostanza partecipa. Il nome deriva dal latino a-tomo ovvero non divisibile. Un atomo si differenzia dagli altri atomi per grandezza e forma geometrica. Inoltre, non è percettibile dai sensi ma solo con l’intelligenza.

Leggi

• Lavoisier studia i fenomeni di combustione e scopre l’ossigeno introducendo l’impiego sistematico della bilancia, e da qui nasce la “legge di conservazione della massa”: la somma delle masse delle sostanze poste a reagire è uguale alla somma delle masse delle sostanze dopo la reazione.
• Proust con la “legge delle proporzioni definite” afferma che: in un determinato composto chimico allo stato puro, gli elementi che lo formano stanno fra loro in proporzioni di massa definite e costanti.
• Sulla base di risultati sperimentali ottenuti, Dalton fu in grado di enunciare la “legge delle proporzioni multiple”: se due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, le quantità in peso di uno, che si combinano con una quantità fissa dell’altro, stanno fra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in genere piccoli.

La teoria atomica di Dalton enuncia che la materia è discontinua e quindi formata da particelle elementari indivisibili dette atomi. Gli atomi di una stessa sostanza semplice sono tutti uguali fra loro, ma differiscono da atomi di altri elementi per dimensioni, peso e altre particolarità.

Particelle subatomiche

• Elettrone (carica -1);
• Protone (carica +1);
• Neutrone (carica 0).

Ci sono poi gli ioni, che sono atomi o gruppi atomici dotati di carica elettrica. Si formano quando gli elettroni sono aggiunti (anioni) o rimossi (cationi) dall’atomo. Gli ioni poliatomici sono particelle cariche composte da più di un atomo; infatti, un composto ionico è formato da ioni.

Simboli chimici

• Numero di massa: numero totale dei nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo. È il parametro che identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. Si indica con la lettera A.
• Numero atomico: numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico. È il parametro che identifica un elemento. Si indica con la Z.

Quindi il numero dei protoni equivale a Z, il numero di neutroni equivale ad A-Z e il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento che possono avere diverso numero di neutroni e quindi anche diverso numero di massa. L’abbondanza isotopica è il rapporto tra il numero di atomi di un determinato isotopo di un campione e il numero di atomi totali dell’elemento (presenza in % di un singolo isotopo in natura).

Un riesame della teoria atomica

1. Tutta la materia è costituita da atomi. L’atomo è la particella più piccola che identifica univocamente un elemento. Oggi sappiamo che gli atomi sono divisibili.
2. Gli atomi di un elemento non possono trasformarsi negli atomi di un altro elemento in una reazione chimica. Elementi possono essere convertiti in altri elementi solo in una reazione nucleare.
3. Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni e di elettroni, che determinano il comportamento chimico dell’elemento. Gli isotopi di un elemento differiscono nel numero di neutroni, dunque del numero di massa. Un campione di un elemento viene considerato come se tutti i suoi atomi avessero una massa media.
4. I composti sono formati dalla combinazione chimica di due o più elementi in rapporti specifici.

Quanto pesa un atomo? Quanto pesa una molecola?

Si introduce la massa (peso) atomica di un elemento, che stabilisce quante volte l’elemento in questione pesa di più rispetto a una massa presa come riferimento. Inizialmente Dalton riferì le masse atomiche all’idrogeno. Successivamente, con Avogadro e Cannizzaro si passò a una scala basata sull’ossigeno. Lo spettrometro di massa fornisce misure relative della massa di un atomo e consente di calcolare la massa atomica relativa.

La massa atomica di un elemento, che è un numero adimensionale, stabilisce il rapporto fra la massa dell’elemento in questione e una massa presa come riferimento. La massa di un atomo dipende dal numero di nucleoni: se si esprime in uma è approssimativamente uguale al suo numero di massa.

Mole: È la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 Kg di carbonio 12.

Numero di Avogadro: il numero di Avogadro esprime quante particelle sono contenute in una mole di sostanza.

Massa molare: Massa di una mole di atomi di una sostanza, 1 mol di atomi di un elemento ha una massa (g) pari al peso atomico dell’elemento.

• Di un elemento: massa di una mole di atomi dell’elemento;
• Di un composto molecolare: massa di una mole di molecole del composto;
• Di un composto ionico: massa di una mole di unità formula del composto.

Peso formula: si definisce il peso formula (PF), uguale alla somma dei pesi atomici (PA) degli elementi costituenti, ognuno moltiplicato per il numero di atomi che compaiono nella formula minima.

Massa molecolare: somma delle masse atomiche della molecola.

Le soluzioni

Sono un sistema omogeneo costituito da almeno due componenti: il componente maggioritario è solitamente chiamato solvente, mentre i componenti in quantità minore sono chiamati soluti. Nei nostri esempi i solventi saranno sempre liquidi mentre i soluti potranno essere allo stato puro, solidi, liquidi o gassosi.

La concentrazione può essere espressa in vari modi:

• Molarità (M): moli di soluto/1dm³ di soluzione (1L);
• Molalità (m): moli di soluto/1Kg di solvente;
• Massa percentuale: le parti di soluto (in massa) presenti in 100 parti di soluzione.

La diluizione è un’aggiunta di solvente a una soluzione per diminuire la concentrazione del soluto; in questo modo, diluendo una soluzione, le moli di soluto si conservano.

Le reazioni chimiche

Una reazione chimica è il processo attraverso il quale due o più sostanze (dette reagenti) si combinano tra loro per dare origine ad altre sostanze (i prodotti) con caratteristiche chimiche diverse. Per rappresentare una reazione si usano le equazioni chimiche che vengono costruite mettendo a sinistra i reagenti e a destra, collegati con una freccia, i prodotti. I reagenti e i prodotti vengono rappresentati attraverso i loro simboli chimici.

In una reazione chimica deve essere rispettata la legge della conservazione della materia e quella delle proporzioni definite. Per rispettare la legge della conservazione della massa, una reazione chimica deve essere bilanciata. I numeri messi davanti ai simboli chimici o alle formule vengono detti coefficienti di reazione o stechiometrici e indicano quanti atomi o molecole devono essere presenti perché la reazione avvenga.

Stechiometria: consente di calcolare la relazione tra quantità di reagenti e dei prodotti in una reazione usando un'equazione chimica bilanciata.

Regole per il bilanciamento

1. Scrivere la formula corretta di reagenti e prodotti;
2. Contare il numero di atomi di ogni specie da entrambe le parti;
3. Bilanciare gli elementi uno alla volta con i coefficienti stechiometrici (lasciare gli elementi liberi per ultimi);
4. Controllare il bilanciamento;
5. Non cambiare mai il coefficiente pedice, altrimenti si cambia il tipo di sostanza;
6. Non mettere mai un coefficiente in mezzo a una formula.

Equazioni chimiche

Le equazioni chimiche indicano ciò che può succedere, non necessariamente ciò che succederà. Il rapporto molare nelle equazioni chimiche bilanciate consente di calcolare il numero di moli dei diversi composti che prendono parte alla reazione.

Reagente limitante e reagenti in eccesso

• La resa teorica di un prodotto è la massa massima prevedibile in base alla stechiometria di reazione;
• La resa percentuale di un prodotto è la percentuale della resa teorica effettivamente ottenuta.

Tipologie di reazioni

Ricordiamo che una reazione chimica è una trasformazione che comporta una nuova distribuzione degli atomi in una o più determinate specie di materia, senza misurabili variazioni di massa. In una reazione abbiamo quindi i reagenti, sostanze “di partenza”, e i prodotti, sostanze “d’arrivo” in cui i reagenti si trasformano. Un modo per classificare i vari tipi di reazione si basa sul meccanismo con cui le molecole interagiscono tra loro.

Alcuni esempi sono le reazioni di ossido-riduzione, quei processi che avvengono con trasferimento di elettroni dalla sostanza che si ossida (perde elettroni) alla sostanza che si riduce (acquista elettroni):

• Reazione di sintesi (reazione di ossido-riduzione) (1) A + B → C

Questo tipo di reazione permette di ottenere un singolo prodotto a partire da due o più reagenti:

Es. 4 S (s) + 4 O₂ (g) → 4 SO₂ (g)

H₂ (g) + Cl₂ (g) → 2 HCl (g)

• Reazione di decomposizione (reazione di ossido-riduzione) (2) AB → A + B

In questo tipo di reazione, detta anche analisi, inversa alla precedente, una molecola può essere divisa in due o più specie.

CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g)

2 AgCl (s) → 2 Ag (s) + Cl₂ (g)

• Reazione di scambio semplice o sostituzione semplice (reazione di ossido-riduzione) (3) AB + C → AC + B

In questo tipo di reazione, una specie costituita da un solo elemento è in grado di sostituirsi a uno o più atomi presenti in un altro composto. In questo modo si formano due nuove molecole, che spesso hanno caratteristiche profondamente diverse da quelle dei reagenti.

2 Mg (s) + SiO₂ (s) → 2 MgO (s) + Si (s)

Talvolta le reazioni di scambio semplice coinvolgono ioni disciolti in soluzioni acquose, definiti "acquoioni" (aq).

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

• Reazione di combustione (reazione di ossido-riduzione)

Le reazioni di combustione sono reazioni di ossidoriduzione di tipo esotermico in cui è presente un combustibile e un comburente che, nella maggior parte dei casi, è costituito dall’ossigeno presente nell’aria. Le reazioni di combustione sono in genere veloci e, oltre a produrre calore, danno luogo a sviluppo di luce e fuoco.

• Reazione di doppio scambio o sostituzione doppia (reazione di precipitazione) (4) AB + CD → AC + BD

Come suggerisce il nome, questo tipo di reazione permette a due molecole di scambiarsi gli elementi a vicenda, andando a formare due specie distinte, diverse dai reagenti. Un particolare tipo di "doppio scambio" è la reazione di neutralizzazione, in cui un acido e una base reagiscono formando un sale e acqua.

Mg(OH)₂ (s) + 2 HCl (aq) → MgCl₂ (aq) + 2 H₂O (l)

AgNO₃ (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO₃ (aq)

Le reazioni acido-base sono reazioni che coinvolgono il trasferimento dei protoni (ioni H⁺) da una specie chimica a un'altra; un esempio è l'autodissociazione dell'acqua. Queste sono le reazioni di neutralizzazione in cui un acido e una base reagiscono formando un sale e l'acqua.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

I gas

La temperatura

Interpretazione macroscopica: È una proprietà fisica dei corpi e consente di misurare ciò che un oggetto è avvertibile come “caldo” o “freddo”. Si può misurare attraverso una scala assoluta o in scale relative:

• Scala assoluta o Kelvin (K);
• Scala Fahrenheit (°F): 0°F corrisponde al punto di congelamento di una soluzione satura di NaCl e 100°F corrispondono alla temperatura “normale” del corpo umano;
• Scala Celsius (°C): il punto di congelamento di H₂O è pari a 0°C e il punto di ebollizione è pari a 100°C (in condizioni particolari di 1 atm).

Interpretazione molecolare: la temperatura è una misura dell’energia cinetica media di atomi, molecole e ioni in una sostanza. Alla temperatura di 0K (zero assoluto) l’energia cinetica media delle particelle che compongono una sostanza (atomi, ioni, molecole) è minima.

La pressione

Interpretazione molecolare: la pressione del gas sulle pareti è determinata dal numero di urti (di particelle) con la parete per unità di tempo per unità di superficie, ovvero della frequenza degli urti per unità di superficie.

I gas

Lo stato fluido della materia che si espande fino a riempire il recipiente occupato (assumendone la forma) ed è facilmente comprimibile: [V=f(T)] Generalmente, elementi e composti gassosi a temperatura ambiente e pressione atmosferica sono costituiti da molecole covalenti a basso peso molecolare (sostanze gassose leggere) e non metalli.

Alcune caratteristiche dei gas sono:

• Elevata comprimibilità, fino a ridurlo liquido;
• Assenza di volume proprio e di forma caratteristica;
• Capacità di formare miscele omogenee, infatti, possono essere mescolati grazie alla loro forte miscibilità (Questa può essere buona o cattiva in quanto inquinante).

Le leggi

Legge di Gay-Lussac: per valori di temperatura e pressione costanti, il rapporto di volumi di gas consumati o prodotti in una reazione chimica è pari al rapporto tra numeri interi;

Principio di Avogadro: volumi uguali di gas, alla stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle.