Energy Engineering - Fondamenti di chimica

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1 CAPITOLO 1 – LA MATERIA, L’ENERGIA E LA MISURA 1.2 Classificazione della materia I due principali metodi utilizzati per classificare la materia considerano lo stato fisico (solido, liquido, gassoso) e la co mposizione (elemento, composto, miscela) della mat eria. Gli stati della materia Un campione di materia può essere solido, liquido o gassoso. Queste tre forme della materia sono definite “stati della materia ” e differiscono tra loro per alcune semplici proprietà osservabili. • Un gas non ha forma e volumi de finiti; • Un liquido ha un volume proprio ma non ha una forma propria; • Un solido ha volume e forma definiti. In un gas le molecole sono molto distanti e si muovono velocemente. Comprimendo un gas diminuisce lo spazio tra le molecole e d aumenta la frequenza d elle collisioni, che tuttavia non alterano le dimensioni o la forma delle molecole. In un liquido le molecole sono più vicine, ma si muovono più rapidamente, permettendo di scivolare le une sulle altre. In un solido le molecole sono tenute strette tra di l oro, generalmente in disposizioni ben definite, dalle quali le molecole stesse possono muoversi solo leggermente. La differenza tra stato solido e liquido risiede nella libertà che hanno le molecole di muoversi. Le variazioni di temperatur a e/o pr essione p ossono portare al passaggio da uno stato della materia ad un altro. Le sostanze pure Una sostanza pura è materia che ha proprietà distinte ed una composizione che non varia da campione a campione . La maggior parte delle forme di materia note non s ono chimi camente pure. Le sostanze possono essere elementi o composti. • Gli elementi sono sostanze che non possono essere scomposte in soluzioni più semplici. Ogni elemento è composto solo da un ti po di atomo ; • I composti sono sostanze costituite da due o più element i: essi contengono due o più tipi di atomi ; • Le miscele sono una combinazione di due o più sostanze in cui ciascuna conserva la sua identità chimica. Gli elementi Ad oggi si conoscono 118 elementi. L’idrogeno costituisce il 74% della massa della galassia Vi a Lattea, mentre l’elio ne forma il 24%. Il simbolo di ciascun elemento è composto da una o due lettere, la prima maiuscola. Tutti gli elementi noti, con i loro simboli, sono ra ppresentati nella tavola periodica e sono disposti in colonne (grupp i) in modo tale che gli elementi strettamente correlati siano raggruppati insieme. I composti Molti elementi possono interagire con altri elementi per formare composti. L’acqua pura ha una massa composta per l’11% da id rogeno e per l’89% da ossigeno. La pe rcentuale i n massa suggerirebbe che l’acqua sia composta principalmente da ossigeno ma ogni molecola d’acqua è formata da due atomi di idrogeno ed uno di ossigeno. L’osservazione che la composizione elementare di un composto è sempre la stessa è nota come legge della composizione costante (o legge delle proporzioni definite) e fu definita dal francese Proust. Un composto puro ha la stessa composizione e le stesse proprietà, indipendentemente dalla fonte. Quando due materiali differi scono per composizione o proprietà p ossono essere costituiti da diversi composti oppure possono avere un diverso grado di purezza. Le miscele La maggior parte della materia nota è sotto forma di miscele di differenti sostanze. Ogni sostanza contenuta in una miscela conserva la propria identi tà chimica e le sue proprietà. Esse vengono chiamate “componenti della miscela”. Alcune miscele non hanno sempre la stessa composizione, le stesse proprietà e lo stesso aspetto: tali miscele sono definite “eterogenee”. Invece le m iscele che sono uniformi v engono definite “omogenee”, oppure “soluzioni”. 1.3 Proprietà della materia Le proprietà della materia possono essere divise in chimiche e fisiche. • Le proprietà fisiche possono essere osservate senza cambiare l’identità e la compo sizione della sostanza. Qu este proprietà includono colore, odore, densità, punto di ebollizione, punto di fusione e durezza; • Le proprietà chimiche descrivono il modo in cui una sostanza può cambiare, o reagire, per formarne altre. Alcune proprietà non dipe ndono dalla quantità del c ampione esaminato. Queste proprietà, definite intensive, sono particolarmente utili in chimica perché possono essere usate per identificare una sostanza. Le proprietà estensive, invece, dipendono dalla quantità di un cam pione. 2 Ca mbiamenti fisici e chimici Durante un cambiamento fisico la sostanza cambia il suo aspetto fisico ma non la sua composizione. Quando l’acqua evapora pas sa dallo stato liquido a quello gassoso, ma è ancora composta da molecole d’acqua. Tutti i cambiamenti d i stato sono cambiamenti f isici. Nelle trasformazioni chimiche, invece, una sostanza si trasforma in una sostanza chimicamente differente. Separazione di miscele Dato che ogni componente di una miscela conserva le sue proprietà possiamo separare una miscel a nei suoi componenti sfru ttando le differenze tra le loro proprietà. Una tecnica è la separazione per filtrazione, ovvero una miscela di un solido ed un liquido è fatta pe rcolare nella carta da filtro. Il liquido passa attraverso la carta mentre il solido rimane sulla carta Un imp ortante metodo per separare i componenti di una miscela omogenea è la distillazione, un processo che dipende dalle differenti capacità delle sostanze di passare allo stato gassoso. Se facciamo bollire una soluzione di acqua e sale , l’acqua evapora formando un gas, lasciando indietro il sale. L’acqua evaporata può essere riconvertita in forma liquida sulle pareti di un condensatore. Le differenti capacità d elle sostanze di aderire sulla superficie di solidi possono essere usate per separare miscele. 1.4 La n atura dell’energia Al contrario della materia l’energia non ha massa e non può essere toccata, ma i suoi effetti possono essere osservati e misu rati. L’energia può essere definita come la capacità di compiere lavoro o trasferire calore. Il lavoro è l’energ ia trasferita quand o una forza esercitata su un oggetto provoca uno spostamento di quest ’ultimo , mentre il calore è l’energia che provoca l’aumento di temperatura di un oggetto. ������ (�)=�×����������� Energia cinetica ed energia potenziale Le due principal i forme di energia sono l’energia cinetica e l’energia potenziale. Gli oggetti possono avere energia cinetica e l’ammontare di questa energia (Ek) dipende da lla massa dell’oggetto e dalla sua velocità. ��=1 2��2 Tutte le altre forme di energia, come ad esempio l’energia contenuta in una molla o in un peso tenuto sospeso in aria o in un legame chimico, sono classificat e come energia potenziale. Un o ggetto ha un’energia potenziale in virtù della sua posizione rispetto ad altri oggetti. L’energia potenzi ale è, in sostanza , l’energia “immagazzinata ” che deriva dalle attrazioni e repulsioni che un oggetto esperimenta in relazione ad altri oggetti. Le for ze gravitazionali giocano un ruolo trascurabile nelle interazioni tra molecole: in questo caso prevalgono le forze che derivano dalle cariche elettriche. Una delle più importanti forme di energia potenziale in chimica è quella elettrostatica, legata alle i nterazioni tra particelle cariche. Molte sostanze, come i carburanti, rilasciano energia durante le reazi oni chimiche. L’energia chimica di un carburante è l’energia potenziale immagazzinata nei suoi legami chimici e nella disposizione dei suoi atomi. L’en ergia chimica è rilasciata nel momento in cui si formano i legami tra gli atomi e viene assorbita quando tali legami si rompono. Principio di equipartizione dell’energia In base al principio di equipartizione dell’energia, inizialmente derivato nell’ambito della teoria cinetica dei gas, poi verificato sperimentalmente anche su stati condensati, si ha che: �=3 2��� (=6,172 ×10 −21� � 298 �),�� ��� �� ������� �ℎ� ��=���� .�������������� =1,380 ×10 −23�∙�−1 L’ener gia traslazionale totale per una mole di molecole è pari a: ���� =��∙�=��∙3 2���=3 2�� (=3,718 �� ��� � 298 �),���� �=��∙��=8,314 �� �−1∙�−1(���� .������� .��� ) 1.5 Unità di misura Mo lte proprietà della materia sono quantitative, cioè sono associate ad un numero. Quando un numero esprime una quantità misura ta, l’unità di misura de ve essere sempre specificata. Unità SI Nel 1960 fu raggiunto un accordo internazionale che specificava qual i unità di misura sarebbero state usate per le misurazioni scientifiche. Queste unità sono chiamate unità SI. Quantità fisica (grandezza) Nome dell’u nità Abbreviazione Lunghezza Metro m Massa Chilogrammo kg Temperatura Kelvin K (con � = °�+273 ,15) Tempo Secondo s o sec Quantità di sostanza Mole mol Corrente elettrica Ampere A o amp Intensità luminosa Candela cd 3 Unità derivate dal SI • Volume , espresso in m 3 oppure lt = 1 dm 3; • Densità , espresso in g/cm 3 oppure g/mL, è la quantità di massa per unità di volume della sostanza; • Energia , espresso in Joule. Il Joule è un’unità derivata: 1�=1 �� ×�2 �2. Siccome il Joule non è una grande quantità di energia, spesso viene utilizzato il kJ nel riportare le energie in gioco nelle reazioni chimiche. È pratica comune riportare i cambiamenti energetici nelle trasformazioni chimiche in termini di unità non SI, ovvero le calorie. Una caloria è definita come la quantità di energia necessaria per aumentare da 14,5 a 15,5°C la temperatura di 1g di acqua. 1 ��� =4,184 �. 1.6 L’errore nella misurazione Tutte le quantità misurate sono inesatte. La precisione di una misurazione indica quanto sono vicine tra di loro differenti misure. L’accuratezza di una misurazione indica quanto la misura si avvicina al va lore accettato o “vero”. Cifre significative Tutte le cifre di una quantità misurata, anche que lla incerta, sono chiamate cifre significative. Una massa misurata riportata come 2,2 g ha due cifre significative mentre una riportata come 2,2405 g ha cinque c ifre significative. Più sono le cifre significative, maggiore è la certezza implicata nella mis urazione. In generale, per calcolare il numero di cifre significative, basta leggere i numeri da sinistra a destra, contando le cifre p artendo dalla prima cifra che non sia uno zero. Siccome gli zeri possono essere usati sia come parte di un valore misurat o oppure semplicemente per posizionare la virgola del decimale, essi possono o non possono essere significativi. • Gli zeri compresi tra due cifre diverse da zero sono sempre significativi; • Gli zeri all’inizio di un numero non sono mai significativi, indican o semplicemente la posizione della virgola; • Ogni zero finale a destra della virgola decimale è significativo. Un problema sorge quando un numero non decimale fin isce con degli zeri. In questo caso gli zeri non sono significativi. La notazione esponenziale può essere usata per indicare chiaramente quando gli zeri finali sono significativi. Una massa di 10300 g può essere scritta in notazione esponenziale avendo tre o quattro cifre significative, a seconda della modalità in cui è stata ottenuta la misurazione . 1,03 ×10 4 � (��� ����� ������������� ) 1,030 ×10 4 � (������� ����� ������������� ) 1,0300 ×10 4 � (������ ����� ������������� ) Cifre significative nei calcoli Generalmente vengono utilizzate due regole: una per addizione e sottrazione ed un’altra per moltiplicazione e divisione. • Nell’addizione e nella sottrazione il risultato ha lo stesso numero di cifre decimali di quelle presenti nel valore con meno cifre decimali. Quando il risul tato contie ne più cifre decimali del dovuto deve essere arrotondato; • Nella moltiplicazione e nella divisione il risultato contiene lo stesso numero di cifre significative presenti nel valore mis urato col minor numero di cifre significative. Esempio: ��� �=(6,221 )(�,�)=�� ,349 =32 ��2. Nell’arrotondare i numeri si deve guardare l’ultima cifra da rimuovere: • Se la cifra da rimuovere è minore di 5, il numero che la precede rimane invariato; • Se la cifra da rimuovere è maggiore o uguale a cinque, il numero che la precede è aumentato di uno. 1.7 Analisi dimensionale Nell’approccio dell’analisi dimensionale alla risoluzione di un problema, teniamo traccia delle unità di misura all’interno dei calcoli. Le unità sono moltiplicate tra di loro, sono divi se tra di loro, o semplificate come se fossero quantità algebriche. Ottenere la giusta unità nel risultato finale è di aiuto per capire se il metodo di calcolo è corretto. Quando convertiamo unità e quando svolgiamo altri tipi di problemi, poss ono essere u sati i fattori di conversione. Questi fattori sono rapporti costruiti a partire da relazioni valide tra quantità equivalenti. 4 CAPITOLO 2 – ATOMI, MOLECOLE E IONI 2.1 La teoria atomica della materia La teoria atomica venne alla luce tra il 1803 ed i l 1807 dal fondamentale lavoro di John Dalton. La teoria atomica di Dalton si basava su quattro postulati. • Ciascun elemento è composto da particelle estremamente piccole chiamate atomi; • Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici tra loro, hanno la s tessa massa e le stesse proprietà, ma gli atomi di un elemento sono differenti dagli atomi di tutti gli altri elementi; • Gli atomi di un elemento non si trasformano in atomi di un differente elemento mediante reazioni chimiche. Gli atomi non sono né creati né distrutti durante le reazioni chimiche; • I composti sono formati quando gli atomi di elementi diversi si uniscono. Un dato composto ha sempre lo stesso numero relativ o e lo stesso tipo di atomi. La teoria di Dalton spiegava numerose leggi sulla combinazi one degli elementi chimici noti a quel tempo. • La legge della composizione costante: il numero relativo ed il tipo di atomi in un composto sono costanti; • La legge della conservazione della massa: la massa di materia presente dopo una reazione chimica è ugua le a quella presente prima della reazione. Dalton usò la sua teoria per dedurre fatti nuovi. • La legge delle proporzioni multiple: quando due elementi “A” e “B” si combinano per formare più di un composto, le loro masse sono in rapporto di piccoli numeri in teri. 2.2 La scoperta della struttura atomica Né Dalton, né gli scienziati del secolo successivo hanno avuto una diretta evidenza dell’esistenza degli atomi. Quando gli scienziati svilupparono i metodi per verificare la natura della materia, l’atom o, che s i pensava fosse indivisibile, mostrò segni di una struttura più complessa. Noi oggi sappiamo che l’atomo è composto da particelle ancora più piccole, ovvero le particelle subatomiche. Esso è composto , in parte , da particelle cariche elettricamente, alcune delle quali hanno carica positiva (+) ed altre carica negativa ( -). Raggi catodici ed elettroni Gli esperimenti di Thomson sul comportamento dei raggi catodici in un campo magnetico ed elettrico hanno condotto alla scoper ta dell’elettrone e hanno permesso di misurarne il rapporto carica -massa. Conoscendo le forze che rendevano il percorso r ettilineo fu possibile calcolare il valore di 1,7×10 8 Coulomb per grammo. L’esperimento della goccia d’olio di Millikan ha portato alla misurazione della carica dell’e lettrone, ovvero 1,602 ×10 −19 Coulomb. Sfruttando il valore ottenuto tramite l’esperimento di Thomson è stato possibile ottenere la massa dell’elettrone. ����� ��������� =1,602 ×10 −19 � 1,76 ×10 8 �/�=9,10 ×10 −28 � La radioattivit à ed il modello nucleare dell’atomo Becquer el ha scoperto la radioattività, cioè l’emissione spontanea di radiazioni da parte di un atomo, ulteriore conferma che l’atom o ha una substruttura. Gli studi di Rutherford su come una sottile lamina di metallo dev iasse le particelle α hanno portato al mode llo nucleare dell’atomo, mostrando che l’atomo ha un nucleo molto denso e carico positivamente. Successivi studi sperimentali condussero alla scoperta all’interno del nucleo di particelle positive (protoni) e neut re (neutroni). I protoni furono scoperti da Rutherford nel 1919 ed i neutroni da Chadwick , 13 anni dopo. 2.3 La visione moderna della struttura atomica Dopo Rutherford i fisici impararono molto sulla composizione del nucleo atomico e l’elenco delle partice lle che compongono il nucleo diventò sempre più lungo e continua a crescere ancora oggi . Tuttavia ci si può soffermare su una visione più semplice dell’ atomo perché solo tre particelle subatomiche hanno importanza per il comportamento chimico. La carica de ll’elettrone è −1,602 ×10 −19 �, mentre quella del protone è opposta nel segno: +1,602 ×10 −19 �. La quantità 1,602 ×10 −19 � è definita “carica elettronic a”. I neutroni sono elettricamente neutri. Ogni atomo ha lo stesso numero di elettroni e proton i ed in questo modo non hanno nessuna carica elettrica netta. I protoni ed i neutroni risiedono insieme nel nucleo dell’atomo. La maggior parte del volume dell’a tomo è lo spazio in cui si trovano gli elettroni . In generale gli atomi hanno un diametro compr eso tra 1×10 −10 � e 5×10 −10 � ma solo circa 0,4×10 −10 � di diametro sono “occupati” dal nucleo (protoni e neutroni): nel la restante parte vi sono gli elettron i. L’Angstrom (Å) è una unità di misura , non incluso nel SI , usat o per indicare dimensioni atomi che : 1 Å=1×10 −10 �. Gli elettroni sono attratti dai protoni del nucleo grazie alla forza elettrostatica che esiste tra cariche di segno opposto. Gli atomi hanno masse estremamente piccole, e dato che potrebbe essere scomodo esprimere masse così piccole in grammi viene utilizzata l’unità di massa atomica (uma). 1 ��� =1,66054 ×10 −24 �. Considerat o quanto sopracitato si evince che gli elettroni gi ocano il ruolo più importante nelle reazioni chimiche. 5 Numero atomico, numero di massa ed isotopi Gli atomi di ciascun elemento hanno un caratteristico numero di protoni ed è chiamato numero atomico dell’elemento . Dal momento che l’atomo non ha nessuna carica elettrica netta, il numero di elettroni deve essere uguale al numero di protoni. Gli atomi di un dato e lemento possono differire nel numero di neutroni contenuti e di conseguenza nella massa. Il simbolo �612 , ovvero carbonio -12, rappresenta l’atomo contenente sei protoni e sei neutroni, ma possono esserci casi diversi . Il simbolo �614 , ovvero carbonio -14, rappresenta l’atomo di carbonio contenente sei protoni ed otto neutroni. ������� ���� ′�������� ������ ��������������� �� (������ ������� ������������ � ������� �������������� ) ������ ������� ��������������� (������ ������� ������������ �������ù ������������� ) Poiché tutti gli atomi di un determinato elemento hanno lo stesso numero atomico spesso esso viene omes so. Ciò significa che il numero di massa è un dato molto importante , infatti a tomi con lo stesso numero atomico ma differente numero di massa vengono chiamati “isotopi”. Tutti gli isotopi di un elemento sono chim icamente uguali tra loro. 2.4 I pesi atomici La scala delle masse atomiche Gli atomi sono piccoli pezzi di materia e quindi possiedono una massa . Gli scienziati del XIX secolo erano consapevoli che atomi di differenti elementi avessero masse diverse. Oggi possiamo determinare le masse atomich e di ogni atomo con elevata precisione. Dovendo usare masse estremamente piccole è conveniente usare l’unità di massa atomica (uma). 1 ��� =1,66054 ×10 −24 � 1 �=6,02214 ×10 23 ��� L’unità di massa atomica è definita assegnando una massa di 12 uma ad un atomo non legato dell’isotopo carbonio -12. La massa atomica relativa di un atomo viene calcolata come il rapporto tra la massa dell’atomo e quella di 1 uma. ����� ������� ����� ��� (�� )=������ ��������� = ������ 1,66 ×10 −27 �� �� [�� ]=��� I pesi atomici Molti elementi sono presenti in natura come miscele di isotopi. È possibile determinare la massa atomica media di un dato ele mento, solitamente chiamata “peso atom ico dell’elemento”, sommando le masse di tutti i suoi isotopi, ciascuna moltiplicata per l’abbondanza naturale relativa di quell’isotopo: ���� ������� = ∑ [(���� � ��������� )×(��������������� �������� ��� �′������� )] ������������������������ ��� ���������� �������� ��������� �������� ���� ′�������� 2.5 Tavola periodica Molti elementi mostrano forti somiglianze tra di loro. Quando gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente, le loro proprietà chimiche e fisiche mostrano un andamento ripetitivo (o periodico). Si noti infatti come ciascuno dei metalli teneri e reattivi si trovino nella tavola periodica subito dopo uno dei gas inerti (o gas nobili) . La disposi zione per numero atomico crescente pre vede che elementi con proprietà simili si trovino disposti in colonne verticali e viene definita tavola periodica. Essa mostra il numero atomico, il simbolo atomico ed il peso atomico. Le righe orizzontali della tavola periodica vengono chiamate periodi, m entre le colonne verticali sono chiamate gruppi. Nell’uso comune esistono diverse notazioni, tuttavia la IUPAC per eliminare questa confusione ha proposto una convenzione in cui i gruppi vengono numerati da 1 a 18 senz a l’utilizzo di lettere. Elementi che appartengono allo stesso gruppo mostrano spesso proprietà fisiche e chimiche molto simili. Alcuni gruppi della tavola periodi ca hanno anche dei nomi. Gruppo Nome Elementi 1 Metalli Alcalini Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2 Me talli Alcalino -terrosi Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 6 Calcogeni O, S, Se, Te, Po 7 Alogeni F, Cl, Br, I, At 8 Gas nobili He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Gli e lementi d ello stesso gruppo hanno la medesima disposizione degli elettroni esterni e quindi hanno proprietà simili. Tutti gli elementi sul lato sinistro e nella parte centrale sono elementi metallici o metalli, ad eccezione dell’idrogeno. La maggior parte dei metalli condivide alcune proprietà caratteristiche, come ad esempio la lucente zza e l’elevata conduttivi tà elettrica e termica. Tutti i metalli, ad eccezione del mercurio (Hg), sono solidi a temperatura ambiente. I metalli sono separati dagli elementi non metallici (o non metalli) mediante una linea diagonale a gradini . I metalloidi , invece , si trovano sulla linea che separa i metalli dai non metalli ed hanno proprietà intermedie . 6 2.6 Molecole e composti molecolari La maggior parte della materia è composta da molecole o ioni e sol o i gas nobili si trovano in natura come atomi isolati. Molecole e formule chimi che Molti elementi si trovano in natura in forma molecolare, ovvero due o più atomi dello stesso tipo legati insieme . Una molecola costituita da due atomi è chiamata molecola bi atomica. Quasi tutto l’ossigeno dell’aria è formato da molecole che contengono due atomi di ossigeno ma esiste anche un’altra forma molecolare, nota come ozono, formata da tre atomi di ossigeno. Sebbene entrambe le forme molecolari siano formate da atomi d i ossigeno esse hanno proprietà chimico -fisiche molto diverse. Gli elementi che di solito sono presenti come molecole biatomiche sono l’idrogeno, l’ossigeno, l’azoto e gli alogeni. Eccetto l’idrogeno tutti gli elementi citati si trovano sul lato destro del la tavola periodica. I composti costituiti da molecole che contengono più di un tipo di atomo vengono chiamati composti molecolari. La maggior parte delle sostanze molecolari note contengono solamente non metalli. Formule molecolari e formule empiriche Le formule chimiche che indicano l’effettivo numero ed il tipo di atomi in una mol ecola sono chiamate formule molecolari. Le formule chimiche che forniscono solo il numero relativo degli atomi di ogni elemento in una molecola, sono chiamate formu le empiriche. I numeri a pedice in una formula empirica indicano i rapporti minimi tra gli a tomi. Nota la formula molecolare di un composto è possibile determinare la sua formula empirica. Non è invece vero il contrario, a meno che non si abbiano altre inf ormazioni. Ci sono alcune sostanze che non esistono come molecole isolate, come ad esempio i composti ionici: per queste sostanze dobbiamo far riferimento solo alle formule empiriche. Ovviamente non è possibile scrivere la formula molecolare per composti n on molecolari. Rappresentazione delle molecole La formula molecolare di una sostanza non mos tra in che modo gli atomi sono legati fra loro. Per ottenere questa informazione è necessaria la formula di struttura. Gli atomi sono rappresentati dai loro simboli chimici e le linee sono utilizzate per indicare i legami che li tengono uniti. Tuttavia una formula di struttura generalmente non mostra la reale geometria di una molecola, in quanto non indica gli angoli effettivi tr a gli atomi. Esistono rappresentazioni migliori. • Il disegno in prospettiva utilizza cunei pieni e tratteggiati per disegnare i leg ami che non si trovano sul piano della pagina. Ciò permette di avere una visione tridimensionale della molecola; • Il modello a sfere e bastoncini rappresenta gli ato mi come sfere ed i legami come bastoncini. Questo tipo di modello ha il vantaggio di mostrar e accuratamente gli angoli formati dagli atomi legati gli uni agli altri all’interno della molecola ; • Il modello compatto mostra le dimensioni relative degli atomi, ma gli angoli sono più difficili da individuare rispetto al modello a sfere e bastoncini. 2.7 Ioni e composti ionici Quando uno o più elettroni sono rimossi o aggiunti ad un atomo neutro si forma una particella carica chiamata ione. Uno ione con una carica positiva si chiama catione mentre uno ione con una carica negativa si chiama anione. La car ica netta che uno ione possiede è rappresentata dal numero in apice a destra. In generale, gli atomi dei metalli tendono a perdere elettroni per formare catio ni, mentre gli atomi dei non metalli tendono ad acquistare elettroni per formare anioni. Perciò, i composti ionici sono formati da cationi dei metalli ed anioni dei non metalli, come in NaCl. Oltre a ioni semplici ci sono anche ioni poliatomici costituiti da atomi legati tra di loro come nelle molecole, ma con una carica positiva o negativa netta. È mo lto importante notare che le proprietà chimiche degli ioni sono molto diverse dalle proprietà chimiche degli atomi da cui der ivano. Prevedere le cariche ionic he Molti atomi acquistano o perdono elettroni al fine di ottenere lo stesso numero di elettroni de l gas nobile più vicino ad essi nella tavola periodica. Possiamo dedurre che gli atomi tendono a raggiungere la stessa configurazione elettronica dei gas nobi li perché tali configurazioni risultano essere molto stabili. La tavola periodica, quindi, è molto usata per ricavare le cariche degli ioni, specialmente per gli elementi che si trovano sul lato sinistro o destro della tavola stessa. 7 Composti ionici Molte reazioni chimiche comportano il trasferimento di elettroni da una sostanza ad un’altra. Ciò avviene, ad esempio, tra un atomo di sodio ed uno di cloro : l’atomo di sodio cede un elettrone che viene acquisi to dall’atomo di cloro. Alla fine si avrà uno ione Na + ed uno ione Cl - che insieme andranno a formare un nuovo composto : il cloruro di sodio (Na Cl). Esso appartiene alla categoria dei composti ionici formati da ioni con caric a positiva (cationi) e negativa ( anioni). È possibile dedurre se un composto è ionico o molecolare dalla composizione. In generale, i cationi sono ioni metallici mentre gli an ioni sono non metallici : allora i composti ionici sono spesso combinazione di metalli e non metalli . Per la maggio r parte dei composti ionici non esiste una “molecola discreta” e d è possibile scrivere solo la formula empirica. Perché ciò sia possibile c’è bisogno di conoscere le cariche degli ioni che le compongono: siccome i composti chimici sono sempre elettricament e neutri gli ioni si combinano in rapporto tale che la carica totale positiva sia uguale alla carica totale negativa. Le formule empiriche ind icano il rapporto minimo fra i due elementi presenti nel composto. 2.8 Nomenclatura dei composti inorganici Il sistema per assegnare il nome alle sostanze è chiamato nomenclatura chimica. Molte sostanze hanno nomi tradizionali detti nomi comuni. Per la mag gior parte delle sostanze ci basiamo su un insieme di regole sistematiche che portano ad un unico ed informativo nome che si riferisce alla composizione della sostanza. Le regole della nomenclatura sono basate sulla suddivisione delle sostanze in categorie . La divisione principale è tra composti organici ed inorganici. I composti organici contengono c arbonio ed idrogeno, solitamente in combinazione con ossigeno, azoto ed altri elementi. Tutti gli altri, invece, sono composti inorganici. Vi sono tre categori e di composti inorganici: ionici, acidi e molecolari. Nomi e formule dei composti ionici I compos ti ionici, di solito , sono formati da un metallo (poi catione) e da un non metallo (poi anione) . • Cationi a. I cationi formati da metalli hanno lo stesso nome del metallo . Esempio: ��+=���� ����� ); b. Se un metallo può formare cationi con cariche diverse, la carica positiva viene indicata da un numero romano in parentesi dop o il nome del metallo. Esempio: ��2+=���� ����� (��). Ioni dello stesso elemento, che hanno differenti cariche, mostran o diverse proprietà chimiche e fisiche. I metalli di transizione sono elementi metallici che possono formare più di un catione. I metalli dei gruppi 1A e 2A formano solo un catione, così come l’alluminio (Al), l’argento (A g) e lo zinco (Zn). Un metodo per distinguere due diversi cationi di uno stesso metallo consiste nell’utilizzo dei suffissi “ -oso” ed “ -ico”. In particolare si utilizza il suffisso “ -oso” per il catione con più elettroni, quindi con il numero in apice mino re, ed il suffisso “ -ico” per il catione con meno elettroni e quindi con il numero in apice maggiore ; c. I cationi formati da non metalli hanno il suffisso “ -onio”. Esempio: ��4+=���� ������� . Lo ione �� 22+ è uno ione insolito perché, s ebbene sia uno ione metallico, è monoatomi co. È chiamato ���� �� �������� (�) in quanto può essere visto come due ioni ��+ legati insieme. • Anioni a. Per i nomi degli anioni monoatomici si sostituiscono le parti finali dei nomi degli element i con “ -uro”, tranne per l’ossigeno per cui si usa “ossido”. Esempio: �−=���� ������ ,�2−=���� ������ . Ci sono t re nomi da sapere : ��− (��� � ��������� ),��−(���� ������� ) � �22− (���� ����� ���� ); b. Gli anioni poliatomici che contengono ossigeno hanno i suffissi “ -ato” o “ -ito”. Questi anioni sono chiamati ossanioni. Il suffisso “ -ato” è usato per l’ossanione p iù comune, o più rappresentativo dell’elemento, mentre il suffisso “ -ito” è usato per l’ossanione che ha la stessa carica, ma un atomo di ossigeno in meno. Esempio: ��3−=���� ������� ,��2−=���� ������� . Quando la serie degli ossani oni di uno stesso elemento comprende quattro specie diverse, co me nel caso degli alogeni, bisogna aggiungere il prefisso “ -per” quando si vuole indicare l’ossanione con un atomo di ossigeno in più rispetto a quello che ha suffisso “ -ato” ed il pre fisso “ -ipo” quando si vuole indicare l’ossanione con un atomo di ossige no in meno rispetto a quello con il suffisso “ -ito”. c. Il nome degli anioni ottenuti aggiungendo un H + ad un ossanione si ricava mettendo prima del nome come prefisso la parola idrogeno o diidrog eno (se vengono aggiunti due). Un metodo più vecchio prevede l’ utilizzo del prefisso “bi -“. Esempio: �� �4−=���� ��������� (���� ��������������� ). • Composti ionici a. I nomi dei composti ionici sono formati dal nome dell’anione seguito da quello del catione. Esempio: �� ��2= ������� �� ������ . Nome e formula degli acidi Gli acidi sono un’importante classe di composti contenenti idrogeno e la loro nomenc latura segue regole speciali. È possibile definire un acido, per il momento, come una sostanza che disciolta in acq ua libera ioni idrogeno (H +). Quando incontreremo la formula chimica di un acido essa verrà scritta con l’atomo di idrogeno (H) come primo el emento. Il nome di un acido è in stretta relazione con il nome del suo anione. Nomenclatura degli acidi • Gli acidi c ontenenti anioni che finiscono in “ -uro” vengono denominati sostituendola con la desinenza “ -idrico” e facendo precedere il nome dalla parola “acido”. Esempio: ��−(������� )→ ��� (����� ���������� ); • Gli acidi contenenti anioni che terminano in “ -ato” o in “ -ito” vengono denominati sostituendo la desinenza finale “ -ato” in “ -ico” e la desinenza “ -ito” in “-oso”, e facendo precedere il n ome dalla parola “acido”. I prefissi degli anioni restano anche nei nomi degli acidi. Esempio: ���4− (���������� )→ ��� �4 (����� ���������� ). 8 Nomenclatura dei composti molecolari binari • Il nome dell’elemento che si tro va più a sinistra nella tavola periodica è di solito scritto per ultimo. Un’eccezione riguarda i composti contenenti ossigeno legato a cloro, bromo e iodio. In tali casi l’ossigeno si scrive per ultimo; • Se entrambi gli elementi appartengono allo stesso gru ppo, quello che si trova più in basso nella tavola periodica deve essere scritto per ultimo; • Il nome del primo elemento deve avere la desinenza “ -uro”. L’ossigeno mantiene il nome “ossido”; • I prefissi greci (mono, di, tri, ecc..) sono usati per indicare il numero degli atomi di ciascun elemento. Esempio: ��2�= ������ �� ����� ��,��3=����������� �� ���������� . Cationi comuni Carica Formula Nome Formula Nome 1+ H+ Ione idrogeno NH 4+ Ione ammonio Li+ Ione litio Cu + Ione rame(I) o rameoso Na + Ione sodio K+ Ione potassio Cs + Ione cesio Ag + Ione argento 2+ Mg 2+ Ione magnesio Co 2+ Ione cobalto(II) o cobaltoso Ca 2+ Ione calcio Cu 2+ Ione rame(II) o rameico Sr2+ Ione stronzio Fe 2+ Ione ferro(II) o ferroso Ba 2+ Ione bario Mn 2+ Ione manganese(II) o manganoso Zn 2+ Ione zinco Hg 22+ Ione mercurio(I) o mercuroso Cd 2+ Ione cadmio Hg 2+ Ione mercurio(II) o mercurico Ni 2+ Ione nichel(II) o nicheloso Pb 2+ Ione piombo(II) o piomboso Sn 2+ Ione stagno( II) o stannoso 3+ Al 3+ Ione alluminio Cr 3+ Ione cromo(III) o cromico Fr 3+ Ione ferro(III) o ferrico Anioni comuni Carica Formula Nome Formula Nome 1- H- Ione idruro CH 3COO - (o C 2H3O2-) Ione acetato F- Ione fluoruro ClO 3- Ione clorato Cl - Ione cloruro ClO 4- Ione perclorato B- Ione bromuro NO 3- Ione nitrato I- Ione ioduro MnO 4- Ione permanganato CN - Ione cianuro OH - Ione idrossido 2- O2- Ione ossido CO 32- Ione carbonato O22- Ione perossido CrO 42- Ione cromato S2- Ione solfuro Cr 2O72- Ione dicromato SO 42- Ione solfato 3- N3- Ione nitruro PO 43- Ione fosfato 2.9 Alcuni semplici composti organici La chimica organica è la parte della chimica che studia i composti del carbonio. La più semplice classe di composti organici è rappre sentata dagli idrocarburi, formati solo da idrogeno e carbonio. Gli idrocarburi in cui ogni atomo di carbonio è legato ad altri quattro atomi sono chiamati alcani. Gli alcani hanno il suffisso “ -ano”, come ad esempio il metano e l’etano. Altri composti org anici si formano quando un atomo di idrogeno di un idr ocarburo è sostituito da un gruppo funzionale. Per esempio un alcol è un composto nel quale un atomo di idrogeno di un idrocarburo è sostituito con un gruppo funzionale OH. Gli alcoli hanno suffisso -olo, come il metanolo o l’etanolo. I composti con la ste ssa formula molecolare, ma con diversa disposizione degli atomi, sono chiamati isomeri. 9 CAPITOLO 3 – REAZIONI CHIMICHE E STECHIOMETRIA DELLE REAZIONI La stechiometria si basa sulla comprensione dell e masse atomiche, sulle formule chimiche e sulla legge di conservazione della massa. Con l’avvento della teoria atomica di Dalton i chimici iniziarono a capire che gli atomi non vengono né creati né distrutti duran te una reazione chimica: i cambiamenti che avvengono durante ogni reazione chimica sono sem plicemente un riarrangiamento di atomi. Lo stesso insieme di atomi è presente sia prima che dopo la reazione. 3.1 Equazioni chimiche Le reazioni chimiche sono rappresentate dalle equazioni chimiche. Il simbo lo “+” si legge “reagisce con” e la freccia invece “produce”. Le formule chimiche alla sinistra della freccia rappresentano le sostanze di partenza, dette reagenti, mentre quelle alla destra le sost anze prodotte e sono chiamate “prodotti”. I numeri present i davanti alle formule sono detti co efficienti di reazione. Siccome gli atomi non vengono né creati, né distrutti all’interno di una equazione chimica deve esserci lo stesso numero di a tomi di ogni elemento da entrambe le parti della freccia. Quando questa condizione è rispettata la reazione si dice bilanciata, altrimenti si dice “ non bilanciata ”. Si nota facilmente che il numero di atomi è ottenuto moltiplicando il coefficiente di reazione per il numero in pedice. Il bilanciamento delle equazioni Per deter minare la quantità di un prodotto ch e può essere preparata , oppure la quantità di un reagente richiesta, l’equazione chimica deve essere bilanciata. È importante capire la differenza tra il coefficiente che è posto davanti ad una formula e quello a pedice: il primo cambia soltanto la quantit à di tale sostanza mentre il secondo può cambiare anche l’identità di tale sostanza. Indicare lo stato fisico dei reagenti e dei prodotti Nelle equazioni bilanciate sono presenti informazioni aggiuntive alle formule, uti li per indicare lo stato fisico di t utti i reagenti e prodotti. A volte le condizioni alle quali una reazione avviene possono comparire al di sopra o al di sotto della freccia di reazione. Il simbolo Δ viene spesso posto sopra la freccia di reazione per in dicare l’aggiunta di calore. 3.2 Alc uni semplici tipi di reattività chimica Reazione di combinazione e decomposizione Nelle reazioni di combinazione due o più sostanze reagiscono tra di loro per formare un prodotto. Una reazione di combinazion e tra un metallo ed un non metallo produce un solido ionico. È importante ricordare che la formula di un composto ionico può esser e determinata d alle cariche degli ioni coinvolti. In una reazione di decomposizione una sostanza subisce una reazione per produrre due o più sostanze diverse. Molti carbona ti di metalli, quando sono scaldati, si decompongono per formare gli ossidi dei meta lli e il diossido di carbonio. ��� �3(�) ∆→��� (�)+��2(�) Le reazioni di combustione Le reazioni di combustione sono reazioni veloci che producono una fiamma. La ma ggior parte delle reazioni di combustione che noi osserviamo coin volgono l’ �2 presente nell’aria come reagente. La combustione di idrocarburi è uno dei processi principali per produrre energia ed è ampiamente sfruttata in tutto il mondo. Il numero di molecole di �2 necessarie per la reazione e il numero molecole di �� 2 e di �2� formate dipendono dalla composizione dell’idrocarburo. Lo stato dell’acqua, invece, dipende dalle condizioni di reazione. Molte sostanze, come ad esempio lo zucchero glucosio, reagiscono in modo analogo all’interno dell’organismo con �2 per formare �� 2 ed �2�. Nel nostro corpo, tuttavia, le reazioni avvengono attraverso una serie di passaggi a temperatura corporea. Queste reazioni ch e implicano passaggi intermedi sono quindi descritte come reazioni di ossidazione piu ttosto che reazioni di combustione . 3.3 Pesi formula Il peso formula consente di mettere in relazione i numeri di atomi o molecole alle quantità che misuriamo in laboratorio. Pesi formula e molecolari Il peso formula (PF) di una sostanza è la somma dei pes i atomici (PA) di ogni atomo prese nte nella sua formula chimica. �� �� �2��4=2(1,0 ��� )+(32 ,1 ��� )+4(16 ,0 ��� )=98 ,1 ��� Se la formula chimica è semplicemente il simbolo chimico di un elemento il peso formula equivale al peso atomico di questo ul timo. Se la formula chimica rappresenta una molecol a, il peso formula è chiamato peso molecolare (PM). �� �� �6�12�6=6(12 ,0 ��� )+12 (1,0 ��� )+6(16 ,0 ��� )=180 ,0 ��� Siccome alcune sostanze, come ad esempio quelle ioniche, esistono come reticoli tridimens ionali di ioni è inappropri ato parlare di molecole di NaCl: per questo motivo, in generale, si parla di “unità formula”. 10 Composizione percentuale delle formule La composizione percentuale di un composto consiste nella percentuale in massa con cui ogni elemento contribuisce alla co mposizione della sostanza. Il relativo calcolo è molto semplice se è nota la formula chimica del composto. % �� ����� �� �� �������� =(������ �� ����� ��� �′�������� )(���� ��� ���� ��� �′�������� ) ���� ������� ��� �������� ×100 ����������������� : �12�22�11 →%������=(12 )(12,0 ��� ) 342 ,0 ��� ×100 =�� ,�%, %������=(22 )(1,0 ��� ) 342 ,0 ��� ×100 =�,�%, %������=�� ,�% 3.4 Numero di Avogadro e la mole In chimica l’unità per indicare il numero di atomi, ioni o molecole in un campione è la mole, abbreviata mol. Una mole è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi di 12C contenuti esattamente in 12g di carbonio -12 isotopicamente puro. Gli scienziati hanno determinato che questo numero è pari a 6,0221407 ×10 23 e viene chiamat o numero di Avogadro: spesso viene riportato con l’unità di misura mol -1. La massa molare Una mole è sempre lo stesso numero di entità elementari (6,022 ×10 23). È ovvio che moli di sostanze differenti avranno differenti masse. Esiste una regola generale che mette in relazione la massa di un atomo con la massa di numero di Avogadro (1 mol): la massa di un singolo atomo di un elem ento (in uma) è numericamente uguale alla massa (in grammi) di 1 mole di tale elemento. La stessa relazione numerica vale anche p er le sostanz e. 1 ����� �� �� ℎ� �� ���� ������� �� 35 ,5 ��� →1 ��� �� �� ℎ� ��� ���� � �� 35,5 � 1 �������� �� �2� ℎ� �� ���� ���������� �� 18 ,0 ��� →1 ��� �� �2� ℎ� ��� ��� �� �� 18 ,0 � La massa in grammi di una mole di sostanza (la massa in grammi per mol) è chiamata massa molare del la sostanza. La massa molare (g/mol) di una sostanza è sempre numericamente uguale al suo peso formula (in uma). �(������ ��� )=����� ����� � �(��� )= �(�) �(���� ) �(������)=�(��� )×�(� ��� ) 3.5 Reagenti limitanti Le reazioni chimiche si fermano non appena uno qualunque dei reagenti si esaurisce prima degli altri. La reazione si ferma non a ppena u no qualunque dei reagenti è totalmente consumato lasciando l’eccesso dei reagenti non reagito. Il reagente che è completamen te consumato in una reazione viene chiamato reagente limitante o agente limitante perché determina, o limita, la quantità di prodott o formato. Gli altri reagenti possono essere chiamati reagenti in eccesso. Le quantità di reagenti consumati e le quantità d i prodotti formati, comunque, sono vincolati alla quantità del reagente limitante. Rese teoriche e percentuali La quantità di prodo tto calcolata in una reazione quando tutto il reagente limitante è consumato è chiamata resa teorica. La quantità di prodott o effettivamente ottenuta alla fine della reazione, definita resa effettiva, è di solito sempre minore della resa teorica. La r esa p ercentuale di una reazione correla la resa effettiva con quella teorica. ���� ����������� =���� ����� ���� ���� ������� ×100 11 CAPITOLO 4 – REAZIONI IN SOLUZIONE ACQUOSA 4.1 Proprietà generali delle soluzioni acquose Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze. La s ostanza presente in maggiore quantità è comunemente chiamata solvente, le altre invece sono note come soluti e sono disciolte nel solvente. Quando sono presenti degli ioni in una soluzione acquosa essa diventa un buon conduttore. Una sostanza, le cui soluz ioni acquose contengono ioni, è chiamata elettrolita mentre una sostanza che non dà origine a ioni in soluzione è chiamata non elettrolita. Dissoluzione dei composti in acqua Quando un elettrolita si scioglie in acqua ogni ione si separa dal reticolo solid o per disperdersi nella soluzione. L’ele ttrolita si dissocia nei suoi componenti ionici e si solubilizza. L’acqua è un solvente molto efficace, nonostante le sue molecole siano elettricamente neu tre. Ciò si verifica perchè una porzione della molecola è ric ca di elettroni e possiede quindi una pa rziale carica negativa indicata con δ -, invece dall’altra parte vi è una parziale carica positiva indicata con δ +. Gli ioni positivi (cationi) sono attratti dalla porzione negativa delle molecole di H 2O. e gli ioni negativi (anioni) sono attratti dalla por zione positiva. Quando un elettrolita si scioglie gli ioni vengono circondati dalle molecole di acqua e si dice che gli ioni sono solvatati. Nelle equazioni chimiche gli ioni solvatati sono presenti allo stato acquoso (aq). Il processo di solvatazione cont ribuisce alla stabilizzazione degli ioni in soluzione e previene la ricombinazione tra anioni e cationi. Quando un composto molecolare si scioglie in acqua, generalmente, la soluzione consiste di molecole intere disperse all’inter no della soluzione , in qua nto la maggior parte dei composti molecolari è non elettrolit a. Sono poche le sostanze molecolari in grado di dare origine a soluzioni acquose contenenti ioni e le più importanti tra queste sono gli acidi. Elettroliti forti e deboli Gli el ettro liti forti s ono quei soluti che esistono in soluzione completamente, o quasi completamente, sotto forma di ioni. Praticamente tutti i composti ionici e pochi composti molecolari sono elettroliti forti. Gli elettro liti deboli sono quei soluti che esist ono in soluzione per lo più in forma molecolare e, solo per una piccola frazione, sottoform a di ioni. Non bisogna confondere il grado di dissoluzione (la solubilità) di un elettrolita con il fatto che sia classificato come forte o debole. Quando un elettro lita debole si io nizza in soluzione la reazione viene scritta con la doppia freccia, che indica la duplice direzionalità di reazione. Alcune molecole si ionizzano e nello stesso momento gli ioni si ricombinano a formare nuovamente l e molecol e di partenza . Il bilancio tra q uesti processi determina il numero relativo di ioni e di molecole neutre. Questo bilancio produce uno stato di equilibrio chimico n el quale il numero relativo di ogni tipo di ioni o molecole neutre nella reazione è costante nel tempo. Qua ndo un elettrolita forte si ionizza in soluzione viene scritta una freccia sin