Esame Elementi di chimica e didattica della chimica - Prof Formica - Appunti presi alle lezioni

Elementi di chimica e didattica della chimica

La chimica studia come è fatta la materia; in particolare è la scienza che studia le sostanze, naturali o artificiali, sia dal punto di vista della loro composizione e struttura, sia da quello delle trasformazioni che portano alla loro formazione.

Sistema internazionale di unità di misura (SI)

Le grandezze che si possono misurare sono dette grandezze fisiche. Ci sono 7 grandezze fondamentali, ognuna delle quali ha una propria unità di misura e un proprio strumento di misura. Dalle grandezze fondamentali si ricavano grandezze derivate (es. area, volume, densità) la cui unità di misura è data dalla combinazione delle unità di misura di quelle fondamentali.

Le grandezze possono essere:

• Estensive, se dipendono dalle dimensioni del campione (lunghezza, massa, volume);
• Intensive, se non dipendono dalle dimensioni del campione (densità, peso specifico, temperatura di ebollizione, temperatura di fusione).

La massa (kg) è la misura della resistenza che un corpo oppone alla variazione del suo stato di quiete e di moto. Sulla Terra il peso (N) di un corpo è pari alla forza con cui la sua massa viene attratta dalla Terra.

P = m g peso del corpo = massa del corpo x accelerazione di gravità (9,8 m/s²) [N]

Il peso è una forza infatti è misurata in Newton ed è in funzione del posto dove si misura: es. sulla Luna il peso di un corpo è circa sei volte inferiore che sulla Terra, in quanto la forza di gravità diminuisce man mano che ci si allontana dal centro della Terra.

La densità (kg/m³) di un corpo è il rapporto fra la sua massa e il suo volume d = m/V

Il peso specifico (N/m³) di un corpo è il rapporto fra il suo peso e il suo volume, ovvero corrisponde al prodotto della densità per l'accelerazione di gravità: P = P/V = m g/V = d g

In generale, densità dei solidi > densità dei liquidi > densità dei gas; nel caso dell’acqua però accade il contrario, infatti il ghiaccio (solido) galleggia sull’acqua (liquida) perché la sua densità è minore.

La materia e le sue caratteristiche

Un sistema è una porzione delimitata di materia. Gli stati fisici in cui la materia si può trovare sono solido, liquido, aeriforme (gas); le proprietà caratteristiche dei tre stati della materia dipendono dai cambiamenti di volume, pressione, forma e densità.

• Solidi: hanno volume e forma propria, sono pressoché incomprimibili. Gli atomi non si muovono ma oscillano e vibrano intorno a posizioni fisse ben precise, ordinate nello spazio.
• Liquidi: non hanno forma propria, ma hanno volume proprio. Le particelle non sono disposte in posizione ordinata, sono a contatto ma hanno maggiore libertà di movimento, si muovono continuamente.
• Gas: non hanno né volume né forma propria; sono comprimibili. Le particelle sono libere di muoversi in tutto lo spazio a disposizione, con un moto totalmente disordinato.

I sistemi omogenei e i sistemi eterogenei

Si definisce fase una porzione di materia fisicamente distinguibile e delimitata che ha proprietà intensive uniformi. Un sistema può essere:

• Omogeneo, se costituito da una sola fase;
• Eterogeneo, se costituito da due o più fasi.

Un sistema può inoltre essere:

• Puro, se formato da una singola sostanza; le sostanze pure hanno caratteristiche e composizione costanti (es. acqua distillata, perché costituita da sola H₂O);
• Miscuglio, se formato da due o più sostanze pure; i miscugli hanno composizione chimica variabile (es. acqua potabile, perché costituita anche da sali).

A sua volta il miscuglio può essere:

• Omogeneo (soluzione): miscuglio di due o più sostanze fisicamente omogeneo (es. acqua e sale, vino ecc.); il componente più abbondante della soluzione si chiama solvente, gli altri si chiamano soluti;
• Eterogeneo: formato da componenti chimicamente definiti e da fasi fisicamente distinguibili (es. acqua e sabbia, acqua e ghiaccio). Questi possono presentare aspetti anche molto diversi al variare dello stato di aggregazione delle fasi che li costituiscono.

I colloidi costituiscono una classe di materiali che ha caratteristiche intermedie tra quelle dei miscugli omogenei e quelle dei miscugli eterogenei.

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; a parità di massa:

• Nel passaggio di un materiale dallo stato liquido allo stato aeriforme, il volume aumenta e la densità diminuisce;
• Nel passaggio allo stato solido la densità, di solito, aumenta, fatta eccezione per il ghiaccio che è meno denso dell’acqua liquida.

Fusione: da stato solido a stato liquido

Evaporazione: da stato liquido a stato di vapore

Sublimazione: da stato solido a stato di vapore

Condensazione: da stato di vapore a stato liquido

Solidificazione: da stato di liquido a stato solido

Brinamento: da stato di vapore a stato solido

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. Alla temperatura di fusione coesistono la fase liquida e la fase solida. Alla temperatura di ebollizione la fase liquida e la fase di vapore coesistono, e la tensione di vapore è uguale alla pressione esterna. La tensione di vapore di un liquido, a una data temperatura, è la pressione che esercita un vapore 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 è difficile l’ebollizione del liquido (a 2000 mt, essendo la pressione atmosferica più alta, l’acqua non bolle a 100°C ma ne servono molti di più; si potrebbe risolvere il problema con la pentola a pressione).

Durante un passaggio di stato, la temperatura rimane costante anche se si continua a fornire (o a sottrarre) calore; il calore scambiato durante un passaggio di stato si chiama calore latente. Il calore latente di fusione è la quantità di energia necessaria per fondere completamente 1 kg di sostanza pura alla temperatura di fusione; il calore latente di vaporizzazione è la quantità di energia necessaria per far evaporare completamente 1 kg di sostanza pura alla temperatura di ebollizione.

Il calore latente di vaporizzazione di una qualsiasi sostanza pura è molto maggiore del calore latente di fusione, in quanto è più difficile annullare le forze di coesione tra le particelle di un liquido che indebolire le forze di coesione di un solido.

I principali metodi di separazione di miscugli e sostanze

• Filtrazione: metodo per separare, per mezzo di filtri, i materiali solidi da un miscuglio liquido o gassoso.
• Centrifugazione: metodo per separare miscugli eterogenei di liquidi e/o solidi aventi densità diversa.
• Estrazione: metodo per separare i componenti di un miscuglio per mezzo di un solvente.
• Cromatografia: 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).
• Distillazione (miscugli omogenei liquidi): si basa sulla diversa volatilità dei componenti di miscele liquide; minore è la temperatura di evaporazione, maggiore è la volatilità.

La struttura della materia

Atomo

L’atomo è la più piccola particella elementare che rimane inalterata in una reazione chimica; il suo raggio è di circa 1Å (10^-10 m). È costituito da:

• Una parte centrale, detta nucleo, costituita da particelle subatomiche dette nucleoni di raggio 10^-4 Å, ovvero neutroni e protoni. Queste sono particelle che hanno più o meno la stessa massa, cioè sono formate da una quantità di materia quasi uguale; tuttavia mentre il protone ha carica elettrica positiva (+1), il neutrone ha carica neutra (0).
• Una parte esterna dove si collocano gli elettroni, che sono implicati nelle reazioni chimiche (le uniche reazioni che interessano anche il nucleo sono le reazioni nucleari). Questi si muovono in modo rapido intorno al nucleo ed hanno carica elettrica negativa (-1); hanno una massa così piccola che ne servono 1836 per uguagliare la massa di un protone, per questo quasi tutta la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni vengono visti come una densità di carica negativa attorno al nucleo: più ci si allontana da esso più la densità diminuisce; sono disposti in orbitali.

L’atomo è neutro, stabile, nonostante presenti al suo interno particelle sia positive che negative; in condizioni normali il numero degli elettroni è sempre uguale a quello dei protoni, per cui a un certo numero di cariche positive corrisponde un egual numero di cariche negative. Pur essendo tutti formati dalle stesse particelle, gli atomi non sono tutti uguali tra loro: alcuni sono più piccoli, altri più grandi; la grandezza di un atomo dipende dal numero di protoni del suo nucleo. In natura gli atomi sono 92: l’atomo più piccolo ha il nucleo composto da un solo protone, mentre l’atomo più grande ne ha 92; ci sono poi tanti altri atomi creati artificialmente che ne hanno di più.

Esistono parametri numerici che servono a identificare un atomo: i parametri atomici.

• Numero atomico (Z): numero di protoni presenti nel nucleo; al variare di questo varia l’atomo. Nella tavola periodica gli atomi sono posizionati secondo il numero atomico crescente. Essendo l’atomo neutro, a condizioni normali il numero atomico indica anche il numero degli elettroni.
• Numero di massa (A): numero di neutroni e numero di protoni presenti nel nucleo.
• Numero di elettroni: nell’atomo neutro il numero degli elettroni è uguale a quello dei protoni.

Le sostanze elementari o elementi sono costituite da atomi aventi tutti lo stesso numero atomico Z. Ciascun elemento ha un nome e un simbolo chimico (Idrogeno H, Elio He, Ossigeno O, Azoto N, Ferro Fe…). Gli elementi (naturali ed artificiali) sono elencati nel Sistema Periodico degli Elementi in ordine di numero atomico crescente. Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali: il numero di protoni/elettroni (Z) non può variare; tuttavia il numero dei neutroni sì. Esistono infatti atomi dello stesso elemento (stesso Z) che hanno diverso numero di massa; questi vengono detti isotopi. Gli isotopi di uno stesso elemento hanno le stesse proprietà chimiche. Per quanto riguarda gli isotopi dell’idrogeno, questo prende il nome di idrogeno se non ha neutroni, di deuterio se ha un neutrone e di trizio se ha due neutroni. A volte ci possono essere degli atomi instabili, che perdono particelle spontaneamente: decadimenti radioattivi. I chimici hanno scoperto molte sostanze radioattive e le hanno usate per scopi benefici; Marie Curie: prima donna insignita del premio Nobel, ne ebbe due, uno per la fisica e uno per la chimica.

Molecole

Gli atomi hanno una tendenza spontanea a legarsi tra loro; quando si legano formano le molecole, ovvero aggregati di atomi. Può essere fatto un parallelismo tra il linguaggio e la materia:

• Atomi = lettere; molecole = parole;
• Così come ogni parola ha un preciso significato, anche la molecola ha proprietà specifiche e un’identità precisa;
• Così come le parole sono formate da più lettere, anche molecole sono formate da più atomi;
• Così come con le stesse lettere si possono formare parole differenti, anche con gli stessi atomi si possono formare molecole diverse;
• Così come le parole possono essere scomposte in lettere e poi essere ricomposte, anche nelle molecole c’è un riciclaggio naturale degli atomi che le compongono.

In una reazione chimica le molecole si modificano, ma non gli atomi. La molecola è la più piccola entità di una sostanza che ha composizione e proprietà chimiche uguali a quelle della sostanza stessa; l’unità adatta per misurare le dimensioni delle molecole è il nanometro (1 nm = 10^-9 m).

[Lo spessore di un capello è cento centomila nm; in una goccia d’acqua ci sono circa 10²¹ molecole]

Esistono molecole formate da atomi dello stesso tipo come le molecole diatomiche (es. O₂, H₂, N₂, Cl₂) e molecole formate anche da più di due atomi dello stesso tipo (es. fosforo: P₄, zolfo: S₈). Le molecole dei composti sono formate da atomi diversi (modello a sfere compatte o modello a sfere e bastoncini).

Ogni molecola è identificata da un nome, è sinteticamente rappresentata da una formula (che indica da quali e quanti atomi è costituita) e ha una sua forma (dà un’indicazione di tipo quantitativo e qualitativo, ovvero ci dice quanti atomi sono presenti e quali); una visione tridimensionale delle molecole si può avere attraverso modelli, molto ingranditi ma realistici, che si ottengono usando una specie di lego. Le proprietà di una molecola dipendono dalla sua composizione, struttura e forma. La materia non è costituita soltanto da atomi e molecole: molte sostanze sono costituite da particelle cariche elettricamente: ioni. Gli ioni carichi positivamente si chiamano cationi (es. Na⁺), mentre gli ioni carichi negativamente si chiamano anioni (es. Cl^-). I composti ionici (es. sali) sono formati da cationi e anioni.

Le masse atomiche e le masse molecolari oggi si possono calcolare sperimentalmente utilizzando lo spettrometro di massa. La massa atomica di un elemento è la massa relativa rispetto all’atomo di C¹²; l’unità di massa atomica (u o dalton) è uguale a 1/12 della massa dell’atomo C¹². La massa atomica relativa (MA) di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell’atomo di carbonio (questo valore è mostrato nella tavola periodica degli elementi). La massa molecolare relativa (MM) o peso molecolare, è la somma delle masse atomiche che compaiono nella molecola (es. H₂O: 2+16); per i composti ionici questa prende il nome di peso formula.

Il valore dell’unità di massa atomica 1u = 1,661 x 10^-24 g è estremamente piccolo per essere misurato con gli strumenti a noi conosciuti; è stato perciò necessario trovare una grandezza che mettesse in relazione gli atomi e le molecole con le grandezze misurabili con le bilance. Questa grandezza è la mole (mol), la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguali al numero di atomi contenuti in 12 g di C¹². Il numero di particelle elementari contenute in una mole, prende il nome di numero o costante di Avogadro ed è 6,022 x 10²³.

Una mole di sostanza contiene sempre 6,022 x 10²³ particelle (atomi, molecole o ioni). La massa di una mole di un elemento (o di un composto) è uguale alla sua massa atomica (o massa molecolare) espressa in grammi. La massa molare (M) che si misura in g/mol è la massa di una mole.

Numero di moli = massa del campione / massa molare n = m/M

La tavola periodica degli elementi

Nel 1869 Dmitrij Mendeleev ordinò i 63 elementi noti in base alla massa atomica crescente e costruì la prima tavola periodica degli elementi; la moderna tavola periodica ospita 118 elementi e li ordina in base al numero atomico crescente (Z) e li organizza in gruppi e periodi.

• 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; verticalmente gli elementi sono caratterizzati dallo stesso numero di elettroni di valenza (se stanno nella prima colonna hanno un elettrone di valenza, se stanno nella seconda ne hanno due ecc.).
• Le righe orizzontali formano 7 periodi, ciascuno dei quali indica il livello energetico a cui si trovano gli elettroni di valenza degli elementi che li compongono.
• Gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, così chiamati per la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile (sono nell’ottava colonna, per cui hanno 8 elettroni di valenza e sono inerti).
• Gli elementi verticali formano i gruppi; fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione.
• In fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici costituenti le serie dei lantanidi e degli attinidi.

La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica dello strato di valenza degli elementi dei gruppi principali (simbolo dell’elemento circondato da puntini). Le proprietà periodiche sono quelle proprietà che variano in modo sistematico, in base alla variazione periodica della configurazione elettronica:

• Raggio atomico (Å) è definito convenzionalmente la metà della distanza internucleare tra due atomi dello stesso elemento, legati in modo covalente; questo aumenta lungo un gruppo e diminuisce lungo un periodo.
• Energia di prima ionizzazione (kJ/mol) è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato; questa aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
• Affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone: che facilità ha l’atomo ad addizionare un elettrone; questa aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo;
• Elettronegatività di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento; questa aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. Gli atomi più elettronegativi sono quelli in alto a destra ovvero fluoro, azoto, ossigeno, cloro.