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Chimica appunti

 

 

 

Chimica appunti

 

APPUNTI DI CHIMICA

 

I MISCUGLI

Possiamo definire i miscugli nel seguente modo:

Per proporzioni variabili si intende il fatto che se prepariamo un miscuglio formato per esempio da acqua e zucchero possiamo unire le due sostanze costituenti in tantissime diverse quantità e abbiamo sempre lo stesso tipo di miscuglio.
Quando mescoliamo due differenti sostanze, può accadere che le particelle che le costituiscono si attirino o non si attirino (questo dipende dalla natura delle particelle). Nel primo caso le particelle delle due sostanze si mescoleranno con facilità e ciò che otterremo sarà un miscuglio omogeneo o soluzione mentre nel secondo caso le particelle di una sostanza si manterranno il più possibile separate da quelle dell'altra sostanza e otterremo così un miscuglio eterogeneo.
I miscugli omogenei si presentano in un'unica fase mentre in quelli eterogenei sono sempre presenti più fasi

 

MISCUGLI OMOGENEI Se mescoliamo una certa quantità di acqua con proporzioni anche variabili di zucchero da cucina (saccarosio), dopo il mescolamento otterremo un miscuglio omogeneo. Se cerchiamo però di sciogliere troppo zucchero otterremo un miscuglio eterogeneo; in questo caso infatti sarà possibile osservare una fase liquida sovrastante e una fase solida indisciolta sul fondo del recipiente. Questo miscuglio si presenta in un'unica fase; non è infatti più possibile individuare i componenti di partenza (se non sapessimo di avere a che fare con acqua zuccherata non riusciremmo a distinguerla da acqua pura ) e questo è dovuto al fatto che le porzioni di materia che si interpongono le una con le altre sono così piccole che ad occhio nudo o tramite l'utilizzo di un microscopio ottico sembra di aver a che fare con un'unica sostanza. Possiamo dire che il mescolamento avviene a livello molecolare intendendo con questo che se noi potessimo "guardare" la composizione del miscuglio vedremmo le molecole delle due sostanze mescolate casualmente le une con le altre. I miscugli omogenei sono indicati anche come soluzioni. Altri esempi di miscugli omogenei sono: acqua + sale da cucina, acqua + alcol etilico, l'aria che respiriamo.

 

Per separare un miscuglio sia esso omogeneo che eterogeneo nei suoi componenti è possibile utilizzare metodi fisici e/o meccanici che non alterano affatto la natura delle sostanze costituenti.

 

LABORATORIO  

Modulo A         preesperienza

 

                                         

DECANTAZIONE E FILTRAZIONE, EVAPORAZIONE SOLVENTE Con relazione tecnico pratica

 

SCOPO : osservare il diverso comportamento dei miscugli

 

 

SOSTANZE: solfato di calcio o altro materiale insolubile in acqua solfato rameico o altro materiale solubile in acqua acqua distillata MATERIALE OCCORRENTE: 2 becher da 100 ml e da 400 ml, spatola, imbuto, sostegno x imbuto filtro bacchetta vetro spruzzetta

PROCEDURA : Mettere in un becher da 100 ml una piccola quantità di solido Aggiungere circa 20 ml di acqua distillata Mescolare il sistema con la bacchetta ed osservare cosa succede Montare l’attrezzatura per la filtrazione Tentare di separare il miscuglio eseguendo una filtrazione

OBIETTIVO TEORICO: Capire le diverse caratteristiche dei sistemi omogenei ed eterogenei DOMANDE VERIFICA OBIETTIVI: Descrivere l’aspetto del solido e del miscuglio Osservare il contenuto del filtro e del filtrato e descriverlo E’ possibile separare entrambi i miscugli attraverso la filtrazione? Quale miscugli si possono separare e quali no attraverso questa tecnica? Individua almeno un altro materiale che mescolato all’acqua non si può riottenere attraverso una filtrazione

 

LABORATORIO

 

Modulo A         esperienza numero 1

 

                                         

LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI:  CALCOLO DEL RESIDUO FISSO PRESENTE NELL’ACQUA POTABILE Con relazione teorica

SCOPO : calcolare la concentrazione dei sali presenti nell’acqua potabile in g/l e in % massa

 

STRUMENTAZIONE: Bilancia Cilindro graduato da 100 ml SOSTANZE: Acqua potabile MATERIALE OCCORRENTE: becher da 400 ml (seccato in stufa) becco di bunsen treppiedi con reticella

 

PROCEDURA : Pesare il becher ed annotarne il valore (m1) Misurare con il cilindro 100 ml di acqua del rubinetto ed versarli nel becher Scaldare fino a completa evaporazione dell’acqua eliminando anche quella eventualmente presente sulle pareti del becher Far raffreddare il becher spostandolo dal treppiedi fino a riportarlo a temperatura ambiente Ripesare il becher contenente i sali minerali ed annotarne il valore (m2) Eseguire i calcoli

 

OBIETTIVO TEORICO: Capire che l’acqua potabile non è una sostanza pura DOMANDE VERIFICA OBIETTIVI: L’acqua potabile è una sostanza pura? Spiega perché E’ possibile eliminare i Sali minerali con una filtrazione? Cosa rappresenta la concentrazione di una soluzione? Qual è il soluto e quale il solvente nell’acqua potabile?

 

Densità

 

La densità o massa volumica di un corpo (spesso indicata dal simbolo ρ o anche δ) è pari alla sua massa diviso il volume che occupa.
Se m è la massa e V il volume si ha dunque:

Nel Sistema Internazionale la densità si misura in kg/m³; nel sistema CGS in g/cm³ o equivalentemente il g/ml.
Nei fluidi, i corpi con densità minore galleggiano su quelli a densità maggiore, se sottoposti ad un campo gravitazionale.

 

Densità di liquidi e gas

Per i liquidi, che assumono la forma del recipiente che li contiene, la misura della densità si effettua con il picnometro, un recipiente di cui si conosce il volume con precisione, oppure con matraccio tarato. Il rapporto tra la massa del liquido in esame ed il suo volume è la densità.
Anche per i gas la misura della densità va fatta con speciali picnometri che vengono riempiti con il gas in esame alla pressione di 1 atm. Poiché il volume di un gas varia con la pressione e la temperatura, questi due parametri devono essere specificati quando si dà la densità di un gas. La densità di un gas, misurata in condizioni standard (P = 1 atm e T = 0 °C), viene definità densità normale e corrisponde al rapporto tra il peso molecolare (espresso in g) e il volume molare (22,414 litri).

 

Densità e temperatura

Anche nel caso dei solidi, la densità dipende dalla temperatura in quanto, generalmente, il volume di un solido varia al variare della temperatura.
Un esperimento didattico per verificare ciò consiste nel prendere una sfera metallica, di massa nota, che passi appena attraverso un anello metallico. Se la sfera viene scaldata sufficientemente, non passerà più attraverso l’anello poiché con il riscaldamento ha subito un aumento di volume e quindi di raggio. Si può però facilmente verificare che la sua massa non ha subito alcuna variazione. Si ha pertanto una diminuzione della densità quando la temperatura aumenta.
Questo comportamento è caratteristico di moltissime sostanze, indipendentemente dallo stato fisico in cui si trovano: con l’aumentare della temperatura la densità diminuisce. Un'eccezione notevole è costituita dall'acqua a temperatura compresa tra 0°C e circa 4°C; in questo intervallo un aumento di temperatura provoca una diminuzione del volume e quindi un aumento della densità.
In generale, quindi, la densità di una grandezza è espressa mediante il rapporto tra la quantità della grandezza contenuta in un volume assegnato e il valore di quest'ultimo.

 

REAZIONI CHIMICHE
Una reazione chimica è una trasformazione della materia che avviene senza variazioni misurabili di massa, in cui uno o più reagenti iniziali modificano la loro struttura e composizione originaria per generare i prodotti.
La materia è composta da atomi. Ogni atomo possiede proprietà peculiari, derivanti dalla sua struttura atomica. Gli atomi possono legarsi tra loro per formare le molecole. Un composto chimico è un tipo particolare di molecola nella quale gli atomi sono diversi tra loro.
Ad esempio, l'ossigeno forma una molecola fatta con due atomi di ossigeno, mentre l'acqua è una molecola composta da due atomi di idrogeno legati ad un atomo di ossigeno, e quindi è anche un composto chimico.
Le molecole si formano attraverso una reazione chimica che consiste in una rottura e formazione di legami chimici tra atomi.
Le reazioni chimiche  provocano un cambiamento della materiale, ma non influenzano i suoi costituenti fondamentali (gli atomi) ma solo la maniera in cui sono aggregati in molecole, mentre le trasformazioni puramente fisiche, come i cambiamenti di stato (fusione, solidificazione, evaporazione, ebollizione...), l'usura e l'erosione, la frattura, etc.. non sono reazioni chimiche.

 

Reazioni endotermiche ed esotermiche

Una reazione può sviluppare calore, in tal caso è detta esotermica, o assorbire calore, ed essere quindi endotermica. Una reazione esotermica è quindi una reazione che comporta un trasferimento di calore dal sistema all'ambiente. Similmente una reazione endotermica è una reazione che comporta un trasferimento di calore dall'ambiente al sistema. Necessita dunque di energia esterna per procedere.
Il sistema è la parte  oggetto di studio (nel nostro caso sistema chimico, ad es. solvente, reagenti e prodotti presenti in un becher (che rappresenta il contorno del sistema)), mentre l'ambiente è tutto cio che circonda il sistema stesso.

 

I composti chimici presenti all'inizio della reazione sono detti reagenti, quelli che si ottengono alla fine della reazione sono invece i prodotti di reazione.
Una reazione non può avere luogo, o viene rallentata fino a fermarsi o addirittura a regredire se non è soddisfatta una serie di condizioni come presenza dei reagenti in misura adeguata e condizioni di temperatura, pressione e luce adatte alla specifica reazione.

 

Dal postulato fondamentale di Lavoisier, nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma, deriva necessariamente che la somma delle masse dei reagenti è forzatamente uguale alla somma delle masse dei prodotti di reazione. Anche il numero degli atomi a destra e a sinistra dell'equazione deve restare invariato. Ad esempio nell'equazione:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
che rappresenta la reazione tra idrossido di sodio ed acido cloridrico per produrre cloruro di sodio, che conosciamo bene come sale da cucina, troviamo esattamente lo stesso numero di atomi dello stesso tipo sia nella parte sinistra (reagenti) che nella parte destra (prodotti) della reazione, ma combinati in maniera diversa.
I fenomeni che hanno luogo durante una reazione chimica vengono rappresentati mediante una equazione chimica.

 

La reversibilità delle reazioni

Alcune reazioni sono reversibili, cioè il guadagno di energia avuto con la reazione è minimo, in tal modo risulta possibile anche la reazione inversa.

 

Reazioni e stati della materia

Un altro parametro importante è la fase in cui si trovano i reagenti. Da questo punto di vista le reazioni maggiormente favorite sono quelle in fase gassosa o liquida, dove i reagenti sono mescolati tra loro e possono facilmente venire a contatto.
In tutti gli altri casi, cioè per reazioni tra:

• un solido e un gas;
• un solido e un liquido;
• un solido e un solido;
• un liquido e un gas;
• due liquidi immiscibili;

dette reazioni eterogenee, la reazione può aver luogo esclusivamente nei punti di contatto tra le due fasi, quindi sarà più veloce se i reagenti vengono dispersi l'uno nell'altro come nel caso di:

• aerosol (fini gocce di liquido disperse in un gas);
• emulsioni (dispersioni di gocce di un liquido in un altro immiscibile);
• miscugli di polveri;
• sol (dispersioni di polveri in un liquido);
• schiume (bolle di gas disperse in un liquido).

in questo modo vengono massimizzate le superfici di contatto tra i reagenti e quindi la possibilità di reazione.
LEGGE DI LOVOISIER  (conservazione della massa)
Nel XVIII secolo il chimico, naturalista francese Antoine Lavoisier scoprì che in una reazione chimica la massa complessiva dei reagenti è uguale alla massa complessiva dei prodotti. Questa osservazione venne resa pubblica come Principio di Conservazione della Massa, comunemente conosciuta come Legge della Conservazione della Massa. In questo modo Lavoisier demolì la teoria del flogisto.
In definitiva tale principio può essere espresso nel seguente modo:
in una reazione chimica,la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti
In realtà questa è una legge fenomenologica ed è valida (approssimativamente) per la chimica. In fisica atomica ed in fisica nucleare infatti questa legge non è più valida e deve essere sostituita dalla legge di conservazione dell'energia.
Un esempio di applicazione della conservazione della massa è la seguente reazione chimica, da bilanciare, che vede come protagonisti l'elemento sodio (Na) e l'acqua, composta a sua volta dall'elemento idrogeno (H) e dall'elemento ossigeno (O):
Na + H2O → NaOH + H2

Che diventa

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

 

Nelle trasformazioni chimiche, la materia non veniva né distrutta né creata, ma solo trasformata. (relativa alla legge di Lavoisier). Ogni composto chimico, comunque lo si prepari e in qualunque parte del mondo esso si trovi, ha sempre la stessa composizione chimica percentuale in elementi (legge di Proust). Una quantitativa in grammi di un elemento reagisce sempre con una ben determinata quantità in grammi di un altro elemento all'interno di un composto chimico (legge di Proust). Un'analisi qualitativa determina quali elementi sono contenuti in un composto o quali composti sono contenuti in una miscela (o miscuglio). Un'analisi chimica quantitativa determina le quantità (in grammi) dei singoli elementi in un composto (o le quantità in grammi dei singoli composti in una miscela o miscuglio) o dei composti in una miscela. LA PRIMA IPOTESI SCIENTIFICA SULLA STRUTTURA DELLA MATERIA: l'inglese John Dalton nel 1803 formulò l'ipotesi che la materia fosse costituita da minuscole particelle che chiamò atomi, in omaggio a Democrito. L'ipotesi atomica di Dalton prevedeva che: La materia è costituita da atomi, indivisibili e indistruttibili particelle di materia. Quindi la materia non è suddivisibile all'infinito, non si può creare e non si può distruggere. Non si può insomma avere una quantità di materia inferiore a quella di un atomo. Un elemento chimico è formato da atomi tutti uguali tra loro. Un oggetto di rame (Cu), per esempio, è costituito solo da atomi di rame, tutti uguali tra loro; il rame è un elemento. Un cristallo di zolfo(S), un altro elemento, è costituito solo da atomi d zolfo, un brillante è costituto solo da atomi di carbonio(C). Elementi diversi sono formati da atomi diversi per volume, massa e proprietà. Un elemento non può essere trasformato in un altro elemento diverso (nelle normali reazioni chimiche). Atomi uguali o diversi possono unirsi tra loro per formare le molecole.

 

LABORATORIO

Modulo C         esperienza numero 2

                                         

DECOMPOSIZIONE DI UN COMPOSTO BINARIO: decomposizione dell’ossido di   mercurio e calcolo del rapporto di combinazione in massa con relazione teorica

SCOPO : Decomporre un composto binario nei suoi elementi e calcolarne il rapporto di combinazione di massa

 

STRUMENTAZIONE: bilancia SOSTANZE: Ossido di mercurio HgO MATERIALE OCCORRENTE: Provette resistenti al calore Pinza di legno o asta di sostegno con pinza Carta da filtro becco di Bunsen

 

PROCEDURA : Pesare la provetta asciutta e secca Prendere una quantità di ossido di mercurio HgO e ripesare la provetta Portare alla fiamma fino a completa consumazione della sostanza iniziale Raffreddare e pesare Elaborazione dei dati ottenuti

 

Massa Provetta	Massa HgO	Massa mercurio	Massa ossigeno	Massa Hg Massa O	% Hg	% O

DOMANDE VERIFICA OBIETTIVI: Cosa è una reazione di decomposizione? Cosa si forma dalla decomposizione di un composto binario? La % in massa calcolata dal tuo gruppo è diversa da quella degli altri gruppi? Spiega perché

 

LABORATORIO

 

Modulo C         esperienza numero 3

                                        

LEGGE DI LAVOISIER IN AZIONE: calcolo della massa di CO2 sviluppata nella reazione del marmo con acido cloridrico Con relazione teorica

SCOPO : calcolare la quantità di gas che si forma nella reazione applicando la legge di conservazione della massa

 

STRUMENTAZIONE: bilancia SOSTANZE: Acido cloridrico (HCl) Marmo MATERIALE OCCORRENTE: becher da 100 ml carta da filtro

 

PROCEDURA : Pesare la carta da filtro con il marmo (M1) Pesare la massa del beker con l’acido cloridrico HCl (M2) Mettere nel beker il marmo Attendere la reazione verificando lo sviluppo di anidride carbonica Pesare il prodotto della reazione massa del beker con il filtro(M3) Pesare con la bilancia la massa della carta da filtro (M4) Elaborazione dei dati ottenuti

 

DOMANDE VERIFICA OBIETTIVI: Cosa enuncia la legge di Lavoisier? Perché in questo caso non sembra rispettata? Se la reazione avvenisse in un recipiente chiuso cosa succederebbe?

 

APPUNTI DI CHIMICA 1° ANNO MODULO 2

Il peso atomico (indicato spesso con A) o massa atomica è la massa di un atomo di un dato elemento. In questo caso si parla spesso di peso atomico assoluto e viene espresso in grammi: l'ordine dei valori oscilla tra i 10-22g e i 10-24g. Per ovviare al difficile uso di numeri così piccoli nei calcoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo 12C, il cui valore è adottato quale unità di massa atomica (u.m.a. o semplicemente u): sperimentalmente si è ricavato che equivale a 1.66053886 x 10-27kg. Questa notazione della massa è nota come peso atomico relativo (o massa atomica relativa, spesso abbreviata in massa relativa) e si può ottenere dalla formula:

Da ciò si evince che la massa atomica relativa è un numero adimensionale e non un'unita di misura di massa. Analogamente si osserva che se si esprime in u.m.a. una data massa relativa, il valore assunto corrisponde alla massa assoluta dell'elemento. La massa relativa di un dato elemento chimico è una media ponderata della massa relativa di ciascun isotopo: in particolare è la sommatoria del prodotto tra la massa relativa di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica fratto cento.
In prima approssimazione, il peso atomico è legata al numero totale di nucleoni. Il peso reale è leggermente differente perché protoni e neutroni hanno massa diversa (anche se solo del 2 per mille), e perché parte della massa delle particelle costituenti se ne va in energia di legame, riducendo il totale. Il peso degli elettroni modifica solo leggermente il totale, perché un elettrone ha solo 1/1800mo della massa di un protone. Si noti che il peso atomico non ha relazione alcuna con la nozione di peso degli oggetti ordinari, che è una misura di forza: è invece una misura del peso relativo tra atomi diversi il cui nome è di derivazione storica, tuttora utilizzata per quanto scorretta.
La massa atomica assoluta è pari alla massa atomica relativa diviso il Numero di Avogadro (6,022 x 1023).

 

Relazioni con il concetto di mole

Una considerazione a latere correla il valore ottenuto con il concetto di mole: in 12g (ossia una mole, dato che 12 è la massa atomica del carbonio) di 12C (che ha massa assoluta pari a 1,99265 x 10-26) si hanno 6,0221 X 1023 atomi, che è il numero di Avogadro. Da ciò si deduce che il peso atomico relativo di un elemento chimico è numericamente (ma non dimensionalmente) uguale alla massa molare, che si esprime tuttavia in g/mol.
La seguente formula correla il peso atomico al numero delle moli di un composto di data massa:

 

Massa molecolare

La massa molecolare di un composto chimico (detta anche peso molecolare) è la massa di una molecola di tale composto, espressa generalmente in unità di massa atomica (o dalton). La massa molecolare può essere calcolata come la somma delle masse atomiche di tutti gli atomi costituenti la molecola.
Per esempio, note le masse di idrogeno (1,0079 u.m.a.) e ossigeno (15,9994 u.m.a.) la massa molecolare dell'acqua (H2O) si calcola come segue:

2 × 1,0079 + 15,9994 = 18,0152 

Le masse delle molecole ricadono in un range di valori molto ampio, si va dalla più leggera H2 (2,0158 u.m.a.) a centinaia di migliaia di u.m.a. per le macromolecole quali per esempio i polimeri sintetici o le proteine e gli acidi nucleici. Per dare un'idea della massa di una piccola molecola, qual è per esempio quella dell'acqua, si tenga conto che 1 u.m.a. = 1,66054 × 10-24 g, quindi in un grammo d'acqua ci sono circa 3,34 × 1022 molecole.
Per i composti chimici non molecolari e in particolare per i composti ionici, non si può propriamente parlare di massa molecolare, si parla invece di peso formula riferendosi alla somma delle masse atomiche degli atomi che costituiscono la formula minima. Per esempio la formula minima del solfato di sodio è Na2SO4 quindi il suo peso formula è:

2 × 22,98977 + 32,06 + 4 × 15,9994 = 142,04

Una quantità in grammi di un dato composto pari al suo peso molecolare (o al suo peso formula) contiene 6,022 × 1023 (il numero di Avogadro) molecole di sostanza.

 

Massa molecolare e relatività speciale

A voler esser rigorosi la massa molecolare non è esattamente uguale alla somma delle masse atomiche degli atomi presenti nella molecola. L'applicazione della teoria della relatività porterebbe ad una piccola correzione pari a − Elegame / c2. Dove Elegame è l'energia di legame della molecola e c la velocità della luce. Tuttavia tale correzione è di entità trascurabile. Per esempio l'energia di legame di una singola molecola d'acqua è circa 1.539 × 10-18 J, quindi la correzione sarebbe dell'ordine di 10-5 u.m.a. pari allo 0.00006%.
La mole (o grammomole, simbolo mol) è una delle sette unità di misura base del Sistema Internazionale.

Tale numero è noto come Numero di Avogadro, ed è approssimativamente pari a 6,022 × 1023.
In conseguenza di tale definizione, la mole di una sostanza chimica - elemento o composto - è approssimabile come una quantità di sostanza espressa in grammi che coincide numericamente con la massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio corrisponde a 22,99 grammi (quantità in grammi uguale alla massa atomica). Analogamente, nel caso di una molecola come l'acqua, data la massa molecolare (H2O) pari a 18,016, si ottiene che una mole di acqua corrisponde a 18,016 grammi (quantità in grammi uguale alla massa molecolare). Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni alternative di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).
Un'altra caratteristica della mole è riscontrabile nei gas: una mole di molecole di qualunque gas, in condizioni normali STP (temperatura di 0 °C e pressione di 1013 mb) occupa sempre un volume di 22,4 L (vedi Legge di Avogadro). Così si possono calcolare quante molecole ci sono in un certo volume di gas e anche la sua massa.
Le entità possono essere:

• atomi
• molecole
• ioni
• elettroni (la carica di una mole di elettroni definisce il faraday, pari a 96485 coulomb; da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad)
• fotoni (una mole di fotoni è detta anche un einstein)
• altre particelle
• gruppi specifici di queste particelle

In termini più semplici, la mole è un metodo conveniente di contare grandi numeri di particelle.
Quindi: 1 mole di atomi contiene 6,022 × 1023 atomi, 1 mole di molecole contiene 6,022 × 1023 molecole, 1 mole di ioni contiene 6,022 × 1023 ioni,
Una mole di atomi o molecole veniva anche in passato chiamata 'grammo-atomo' o 'grammo-molecola', rispettivamente. Oggi si riferisce alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole
Dalla definizione consegue che una mole di una sostanza è una quantità di tale sostanza il cui peso espresso in grammi coincide con il valore del suo peso atomico o peso molecolare. Ad esempio, una mole di acqua corrisponde come abbiamo visto a 18,016 grammi perché la massa molecolare è uguale appunto a 18,016.
Alcuni scienziati si sono dilettati nei calcoli per fare degli esempi concreti di quanto sia grande il numero di Avogadro:

• Se si prendesse un numero di palline da ping pong pari a quello di Avogadro e le si disponesse in modo omogeneo sulla superficie terrestre si raggiungerebbe un altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza dell'Everest, e si supererebbe l'atmosfera.
• Il numero di tazze d'acqua contenute nell'oceano pacifico è paragonabile al numero di Avogadro
• Se la stessa quantità di centesimi di Euro fosse distribuita ogni abitante della terra avrebbe 1 000 000 000 000 Euro.

Moli e calcoli

Le moli sono molto utili nei calcoli chimici, in quanto permettono il calcolo dei rendimenti e di altri valori, quando si trattano particelle di massa differente. È inoltre utile perché si evita di usare numeri molto piccoli o molto grandi. Nel seguente esempio, le moli sono usate per calcolare la massa di CO2 emessa, quando viene bruciato 1 g di etano. La formula coinvolta è:
3,5 O2 + C2H6 → 2 CO2 + 3 H2O
Qui, 3,5 moli di ossigeno reagiscono con 1 mole di etano, per produrre 2 moli di CO2 e 3 moli di H2O. Si noti che la quantità di molecole non necessita di essere bilanciata su ambo i lati dell'equazione. Questo perché la mole non conta la massa o il numero di atomi coinvolti, ma semplicemente il numero di particelle individuali. Nel nostro calcolo è prima di tutto necessario calcolare il numero di moli di etano che sono state bruciate. La massa di una mole di sostanza è definita come pari alla sua massa atomica o molecolare. La massa atomica dell'idrogeno e pari a 1 g, e la massa atomica del carbonio e pari a 12 g, quindi la massa molecolare del C2H6 è: 2×12 + 6×1 = 30 g. Una mole di etano pesa 30 g. Il quantitativo bruciato era di 1 g, o 1/30 di mole. La massa molecolare della CO2 (con massa atomica del carbonio 12 g e dell'ossigeno 16g) è: 2×16 + 12 = 44g, quindi una mole di anidride carbonica pesa 44 g. Dalla formula sappiamo che:

• 1 mole di etano produce 2 moli di anidride carbonica.

Conosciamo anche la massa delle moli di etano e anidride carbonica, quindi:

• 30 g di etano producono 2×44 g di anidride carbonica.

È necessario moltiplicare per due la massa dell'anidride carbonica perché due moli vengono prodotte. Comunque, sappiamo anche che solo 1/30 dell'etano è stato bruciato. E di nuovo:

• 1/30 di mole di etano produce 2×1/30 di mole di anidride carbonica.

E finalmente

• 30 × 1/30 g di etano producono 44 × 2/30 g di anidride carbonica = 2,93 g

 

Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O)
Massa atomica dell'ossigeno = 16,00 → 1 mole
16,00 × 1,8 moli = 28,8 grammi.
Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O2)
massa molecolare dell'ossigeno = 32,00 × 2,6 moli = 83,2 grammi.
Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl)
massa atomica del sodio = 22,99 + massa atomica del cloro = 35,45 = 58,44 (massa molecolare NaCl)
58,44 × 2,6 = 151,994 grammi.
Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH3)
massa molecolare della NH3 = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,34
11 g : 17,34 = 0,634 moli.
Convertire in grammi 67,2 litri di idrogeno in condizioni normali (H2)
67,2L:22,4L/mol=3mol massa molare dell'idrogeno = 1,008g/mol x 2 = 2,016g/mol
3mol x 2,016g/mol = 6,048g

 

LABORATORIO

esperienza numero 4                               

       

I SALI IDRATI : determinazione dell’acqua sviluppata dalla disidratazione del solfato di rame pentaidrato        Con relazione teorica

 

SCOPO : calcolare la % di acqua presente nel solfato di rame idrato

 

PROCEDURA : Riscaldare la provetta per togliere l’umidità   Pesare la provetta secca e completamente asciutta Prendere una quantità di solfato di rame (CuSO4) e ripesare la provetta con il sale   Con la pinza portare la provetta alla fiamma e riscaldare fino a completa evaporazione dell’acqua Lasciare raffreddare   Ripesare la provetta completamente fredda Elaborazione dei dati ottenuti

 

DOMANDE Spiega cosa sono i sali idrati Spiega la differenza fra acqua di idratazione e acqua assorbita (igroscopia) Da cosa capisci che la disidratazione è una reazione chimica? Cosa succede aggiungendo acqua al sale anidro?

 

MOLARITA ‘

La molarità, simbolo M, è un'unità di misura della concentrazione di soluzioni.
È definita come il rapporto tra le moli di soluto presenti (n) e il volume della soluzione (V), cioè, in formula

L'unità di misura è pertanto (mol l-1). Una soluzione 1 M di soluto è definita perciò come una soluzione contenente esattamente 1 mol di soluto per litro di soluzione.
La molarità di un soluto viene spesso indicata con la formula bruta del soluto racchiusa tra parentesi quadre.
Vediamo un esempio:
Dati 146g di NaCl che sciogliamo in 0.5 litri di soluzione.
La concentrazione molare si ottiene ricavando prima il numero di moli: 146g/(PM(NaCl))= 146/58.442= 2.50 moli
Poi applicando la formula M=n/V e quindi 2.50/0.5= 5 M

 

 

LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI  E LE FAMIGLIE CHIMICHE
All'inizio dell'800 i chimici si accorsero che gli elementi in natura erano numerosi da ciò nacque la necessità di raggrupparli. Osservarono che alcuni elementi sono raggruppabili per comportamenti chimico-fisici simili, e come prima forma di raggruppamento si affidarono alla triade, ossia raggruppando gli elementi a 3, ad esempio, Li (litio), Na (sodio) e K (potassio) che sono tutti e tre dei metalli alcalini.
Successivamente gli elementi verrano collocati seconda la disposizione a spirale, gli elementi a partire del primo erano ordinati secondo una massa atomica crescente. Al centro di questa spirale era collocato l'idrogeno.
Un chimicò inglese John Newlands, sosteneva che fosse possibile radunare gli elementi secondo la legge delle ottave, per Newlands in natura esiste l'armonia, e le leggi della musica sono analoghe a quelle della natura. Le sue teorie però furono ridicolizzate spesso dai suoi contemporanei.
Mendeleev organizzò la tavola periodica come la conosciamo oggigiorno secondo una massa atomica crescente e associerà ad ogni elemento un numero d'ordine che in futuro si scoprirà essere il numero atomico, Mendeleev non fu in grado di comprenderlo perché non era a conoscenza della struttura atomica come la conosciamo noi oggi. Il suo contributo fu significativo inoltre perché scoprì che vi erano degli elementi mancanti nella tabella: secondo il numero di massa, infatti, veniva prima un elemento piuttosto che un altro ma questo andava ad avere proprietà di un gruppo a cui non apparteneva e da questo deduce che manca un elemento.
La classificazione degli elementi per peso atomico venne resa possibile dagli studi di Amedeo Avogadro, il quale affermò essere costante il numero di molecole contenuto in un volume costante, rendendo quindi le masse atomiche confrontabili e quantificabili attraverso il confronto e il peso della materia contenuta in un volume costante. Definì quindi il concetto di mole, volume molare e la unità di massa atomica (u.m.a.). Confrontando quindi la massa di moli di sostanze diverse, si scoprì che erano tutti multipli secondo numeri interi finiti della mole d'idrogeno, pertanto si assegnò al elemento idrogeno peso atomico 1 dalton, organizzando gli altri elementi sulla tavola periodica secondo il loro peso atomico.

 

La tavola periodica degli elementi è lo schema col quale vengono ordinati gli atomi sulla base del loro numero atomico. Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869, contemporaneamente ed indipentemente dal chimico tedesco Lothar Meyer, inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, taluni nella seconda metà del 1900.
La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:

• Ogni gruppo (colonne verticali della tavola) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo). All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche simili.
• Ogni periodo (linee orizzontali delle tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, o ns dove n è il numero quantico principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio.

 

Legenda per i colori dei numeri atomici:

• Gli elementi numerati in blu sono liquidi a T = 298 K e p = 1 bar;
• quelli in verde sono gas a T = 298 K e p = 1 bar;
• quelli in nero sono solidi a T = 298 K e p = 1 bar;
• quelli in rosso sono artificiali e non sono naturalmente presenti sulla Terra (sono tutti solidi a T = 298 K e p = 1 bar). Il tecnezio è presente in minime quantità nelle miniere di uranio e nelle giganti rosse.
• quelli in grigio non sono ancora stati scoperti.

298 kelvin = 25°Celsius

 

L'invenzione della tavola periodica

Nell'antica Grecia, si credeva che ci fossero solo quattro elementi, aria, fuoco, terra ed acqua: ad ogni modo questa teoria venne tralasciata quando i veri elementi chimici cominciarono ad essere scoperti. Gli scienziati avevano però bisogno di una banca dati facilmente accessibile e organizzata in maniera schematica che permettesse loro di registrare e studiare gli elementi chimici, e questo portò all'introduzione della tavola periodica.
La necessità di ordinare le conoscenze che venivano accumulandosi sugli atomi venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.
La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Se gli elementi vengono ordinati per peso atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del peso atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che, nel 1829, per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.
A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev, indipendentemente l'uno dall'altro, assunsero il peso atomico come parametro nella classificazione periodica degli elementi. Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi col solo nome di quest'ultimo. Egli insinuò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.
Negli anni '40, Seaborg identificò i primi 5 attinidi, che sono stati sistemati all'interno della tabella, o, in alcuni casi, al di sotto, come si può vedere dallo schema. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanidi e 5f degli attinidi An.
La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito (ad opera principalmente di Niels Bohr), ed è da ricercarsi nel massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a secondo del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti: si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: s s p s p s d p s d p s f d p s f d p s (secondo la regola di Aufbau). Si ha che diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, in modo che ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile e quindi una reattività nulla, e a orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile: questa diversa reattività a livello macroscopico va a determinare molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile tra elementi di peso crescente secondo tali regole periodiche. Pertanto, in sintesi, si ha che a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che tuttavia si ripetono periodicamente in modo simile quando si incontrano configurazioni elettroniche simili per stabilità energetica, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.
La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza conoscere la causa microscopica di tale forma altrimenti difficilmente spiegabile, e solo successivamente "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi della loro modalità di reazione fra loro.

 

 

LABORATORIO

esperienza numero 5                             

                                         

LE FAMIGLIE CHIMICHE : studio delle proprietà chimico-fisiche di alcuni elementi  e loro classificazione

 

SCOPO : classificare alcuni elementi in base alle loro caratteristiche in metalli e non metalli

 

PROCEDURA : osservare l’aspetto di ciascun elemento ed annotarlo in tabella   eseguire prova di conducibilità su ciascun elemento ed annotarla in tabella

 

TABELLA DATI

Nome dell’elemento	Aspetto (stato di aggregazione, colore, durezza)	Conducibilità elettrica

 

Classificare gli elementi studiati in metalli e non metalli

 

 
LA VALENZA DEGLI ELEMENTI
Valenza è un termine usato per indicare la capacità degli atomi di combinarsi fra loro (vedi legame chimico). Il concetto di valenza nacque dalle leggi delle combinazioni, in particolare dalla legge delle proporzioni multiple (1800) e dalla teoria atomica (1808), entrambe dovute a John Dalton. Tale concetto subì una profonda evoluzione dopo la scoperta della struttura atomica, soprattutto per opera di A. Kossel, che propose (1916) la prima teoria della valenza basata sull'attrazione elettrostatica fra ioni recanti cariche opposte (valenza ionica che dà luogo al legame ionico), e contemporaneamente da Gilbert Lewis, che per primo associò la formazione di un legame alla compartecipazione di elettroni fra due atomi (legame covalente).
Il termine valenza è tuttora usato per indicare la carica di uno ione o il numero di elettroni che mette in compartecipazione o comunque impegna per formare legami (elettrone di valenza), ma spesso si parla di numero o stato di ossidazione quando si vuole specificare il segno della carica dello ione o di quella che l'atomo in questione assumerebbe se si assegnassero al più elettronegativo degli atomi interessati tutti gli elettroni che formano il legame. Prendendo l'esempio dell'acido solforico, sapendo che l'ossigeno è più elettronegativo dello zolfo e dell'idrogeno, si ha che i numeri di ossidazione degli elementi che lo costituiscono sono:

  O-H

  |             idrogeno: +1

O=S=O           zolfo: +6

  |             ossigeno: -2

  O-H

La valenza solitamente è legata al gruppo di appartenenza degli elementi. In particolare:
IA → Valenza I
IIA → Valenza II
IIIA → Valenza I & III [eccezioni: Boro valenza I & Alluminio valenza III]
IVA → Valenza II & IV [eccezioni: Silicio valenza IV]
VA → Valenza III & V
VIA → Valenza II & IV & VI [eccezioni Ossigeno valenza II & Zolfo valenza II]
VIIA → Valenza I & III & V & VII

 

LABORATORIO

esperienza numero 6                              

                                    

LA CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI STUDIO DEL COMPORTAMENTO DEGLI OSSIDI ACIDI E BASICI IN ACQUA LEZIONE IN LABORATORIO CON ELABORAZIONE SCHEDA TEORICA

 

SCOPO : VERIFICARE IL CARATTERE ACIDO  BASICO DEGLI OSSIDI, STUDIARE LA REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE

 

 

TABELLA DATI

ELEMENTO	DESCRIZIONE REAZIONE CON O2	COLORE INDICATORE CON H2O
MAGNESIO
ZOLFO

 

 

DOMANDE

1. COSA SONO GLI INDICATORI E QUAL È LA LORO PROPRIETÀ FONDAMENTALE?
2. QUALI SONO GLI INDICATORI USATI NELL’ESPERIENZA E QUALE COLORE ASSUMONO IN AMBIENTE ACIDO BASICO E NEUTRO?
3. COSA È LA CARTINA AL TORNASOLE?
4. PERCHÉ PER PRODURRE GLI OSSIDI OCCORRE RISCALDARE?
5. RAPPRESENTA CON UN’EQUAZIONE CHIMICA LA REAZIONE DEGLI ELEMENTI CON L’OSSIGENO
6. RAPPRESENTA CON UN’EQUAZIONE CHIMICA LA REAZIONE DEGLI OSSIDI CON L’ACQUA         

 

Fonte: http://www.armelliniformazione.it/serale/Materiali/APPUNTI%20DI%20CHIMICA%20modulo%201%20e%202.doc

 

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