Programma di Chimica

Materie:	Riassunto
Categoria:	Chimica
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Data:	26.02.2007
Numero di pagine:	52
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CHIMICA
La materia è tutto ciò che costituisce l’universo. La sua struttura, la sua proprietà e le sue trasformazioni sono studiate appunto dalla chimica.
Il corpo è la porzione limitata di materia, mentre la sostanza è un tipo particolare di materia.
Ogni corpo ha una massa ed occupa un volume. Peso
Quantità di materia che Lo spazio occupato Forza con cui un corpo è attratto
costituisce un corpo da un corpo dalla terra secondo la
Legge di Newton

“Due corpi si attraggono con una forza direttamente proporzionale
al prodotto delle loro masse e inversamente proporzionale al
quadrato della loro distanza”
F = K x M x m
d²
Il Peso di un corpo è dunque la F di Newton quando i due corpi considerati sono il corpo in esame e il pianeta Terra. Si dice perciò che il peso è la F con cui un corpo viene attratto verso il centro della terra. Questa forza è chiamata anche Forza di gravità. Il Peso è una grandezza variabile a differenza della massa di un corpo che non varia mai. Infatti, il Peso diminuisce con l’altitudine, perché aumenta la distanza dal centro della Terra e aumenta all’aumentare della latitudine (distanza dall’equatore). Il peso specifico è il rapporto tra peso e volume
Misurare una grandezza significa confrontarla con una grandezza omogenea(dello stesso tipo) scelta a piacere, ma in maniera convenzionale detta Unità di misura, cioè bisogna vedere quante volte l’unità di misura è contenuta nella grandezza da misurare.
• L’unità di misura delle masse è il kg
Massa di campione di platino e di iridio conservato in un museo a Parigi
• L’unità di misura delle forze è una forza chiamata Newton = N
Gli strumenti per misurare la massa ed il peso sono diversi; infatti, per misurare il peso si usa il dinamometro, per le masse le bilance.
RELAZIONE TRA MASSA E PESO
Massa e peso di un corpo sono tra loro direttamente proporzionali.
P = m x g g = P
g
Due grandezze sono direttamente proporzionali quando al triplicare, quadruplicare… dell’una, anche l’altra fa lo stesso.
Due grandezze direttamente proporzionali hanno il rapporto costante.
La g è costante per tutti i corpi in uno stesso punto della Terra. Ma se consideriamo uno stesso corpo in punti diversi della Terra vediamo che la g è diversa. Infatti, essendo la massa del corpo costante al variare del peso varia anche la g (accelerazione di gravità)
Accelerazione provocata dalla forza peso
Qualunque variazione di È quella causa che fa
velocità variare lo stato di quiete
o di moto di un corpo
BILANCIA DINAMOMETRO
La bilancia misura la massa per confronto tra la massa da trovare e la massa campione. I due piatti della bilancia restano in equilibrio quando le due masse sono uguali. Essendo la g la stessa, saranno uguali anche i pesi dei due corpi.
Il dinamometro è uno strumento a molle che da un lato viene fissato ad un supporto e dall’altro si pone il corpo. Dall’entità dell’allungamento della molla si ricava la forza espressa in Newton
VOLUME
Il volume è lo spazio occupato da un corpo. Può essere influenzato dalla temperatura o dalla pressione. La temperatura ha effetto sia sul volume, sui solidi, sui liquidi che sui gas. Infatti, l’aumento della temperatura fa aumentare il volume (i corpi si dilatano), mentre la diminuzione di temperatura provoca una contrazione dei corpi. Fa eccezione l’acqua tra 0º e 4º, perché in questo intervallo di temperatura il volume diminuisce e a 4ºC l’acqua ha il minimo volume. La pressione, invece, ha effetto solo sui gas perché solidi e liquidi sono incomprimibili (non se ne può ridurre il volume pur applicando pressioni altissime).
• L’unità di misura del volume è il m³
Lo spazio occupato da un cubo con lo spigolo di un m
• un’altra unità di misura è il l con i suoi sottomultipli
lo spazio occupato da un kg di acqua pura a 4º C
DENSITÀ
La densità è il rapporto costante tra massa e volume di un corpo.
d = m
v
Per ogni campione di una stessa sostanza si va a trovare la massa ed il volume. Per ognuno dei campioni si fa il rapporto tra m e v.
• L’unità di misura nel S.I. è il kg ed il V in m³
• L’unità di misura nell’uso corrente è la M in gr e il V in ml
La densità di un corpo non è però grandezza costante, perché varia al variare del volume. Inoltre, la densità si può anche definire come la M presente nell’unità di V, cioè quanta M in gr è presente in cm³. La densità dei solidi è maggiore dei liquidi e quella dei gas inferiore a quella dei liquidi. Ciò significa che a parità di volume cioè in un cm³ di un gas c’è poca materia, di un liquido di più e ancora di più del solido. La materia nei gas è più rarefatta, mentre nei solidi è più compatta.
Poiché la materia ha una nature (struttura) corpuscolare nei solidi il cm³ contiene tante particelle ammassate, nei liquidi il cm³ contiene particelle più distanziate e meno regolari e nei gas il cm³ contiene poche particelle distanziate e più irregolari.

ENERGIA
L’energia è definita come la capacità o attitudine di un corpo a compiere un lavoro.
Prodotto tra la forza applicata ad un corpo e lo spostamento che produce.
L = F x S
• L’unità di misura è il Joule
Il lavoro compiuto dalla forza di un Newton
per produrre lo spostamento di un metro.
L’energia potenziale è u tipo particolare di energia, ovvero quella posseduta da un corpo che si trova ad una certa altezza da terra
Epot = P x h
Poichè l’Epot dipende da h, essa aumenta o diminuisce con essa. L’Epot è 0 se il corpo è a terra.
L’energia cinetica è l’energia posseduta da tutti i corpi in movimento. Ed è il semiprodotto della massa per il quadrato della velocità.
Ecin = ½ m x v²
L’Ecin dipende dalla massa del corpo, ancor più dalla velocità.
L’energia potenziale e l’energia meccanica sono due forme di Energia meccanica
Con opportuni dispositivi è possibile trasformare un tipo di energia in un’altra. Pertanto si può enunciare il principio di conservazione dell’energia
L’energia non si crea e non si distrugge,
ma si trasforma
Esiste anche il principio di conservazione delle masse, che fu enunciato per la prima volta da Lavoisier (II° meta del XVIII secolo) a proposito delle reazioni chimiche
profonde trasformazioni della materia,
per cui da due o più sostanze dette reagenti
se ne formano altre completamente nuove,
chiamate prodotto di reazioni
Lavoisier effettua delle “pesate” prima e dopo ogni reazioni chimica e si accorge che la massa complessiva è sempre la stessa. Pertanto si può enunciare la legge seguente, detta anche
Legge di Lavoisier
“ In ogni reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è sempre uguale alla somma della masse dei prodotti. Percio un massa in una reazione chimica si conserva, dunque la materia si trasforma, ma la massa non si crea e non si distrugge”
un’apparente eccezione a questa legge si ha durante le reazioni nucleari studiate e scoperte nel corso del XX secolo.
Quelle reazioni che non coinvolgono
tutto l’atomo, ma solo la sua parte centrale,
il Nucleo. Sono reazioni che avvengono
sono reazioni di fisione nelle stelle (Sole),
nucleare, in cui nuclei oppure nelle bombe atomiche e Sono reazioni di
piccoli si uniscono per nelle centrali nucleari. fissione nucleare
creare nuclei grandi in cui nuclei più grandi vengono spaccati
in nuclei più piccoli
in queste operazioni si riscontra una piccola perdita di massa, cioè i prodotti di reazione hanno una massa leggermente inferiore ai reagenti. Einstein (I° metà del XX secolo) comprese che la massa perduta veniva trasformata in energia secondo la denota equazione di Einstein
E = m x c²
Poiché la massa si può convertire in energia e viceversa i due principi di conservazione si possono unificare nel principio di conservazione delle masse in energia, per cui massa ed energia non si creano e non si distruggono, ma si trasformano anche reciprocamente.
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
E PASSAGGI DI STATO
Gli stati di aggregazione della materia sono stato solido, liquido e gassoso. Si chiamano passaggi di stato i continui cambiamenti da uno stato di aggregazione all’altro.

SOLIDO LIQUIDO FUSIONE

LIQUIDO GASSOSO VAPORIZZAZIONE

Può avvenire in due modi:
EVAPORAZIONE EBOLLIZIONE

Passaggio di stato che le sostanze allo stato gassoso Passaggio di stato che
avviene solo sulla superficie possono essere di due tipi: avviene in tutta la massa
del liquido e ad una qualunque GAS o VAPORI del liquido, ad una precisa
temperatura temperatura e con sviluppo
di bolle
sostanze che a sostanze che a
temperatura temperatura ambiente sono
ambiente (20°) liquidi o solidi ed invece
si trovano allo stato passano allo stato gassoso in
gassoso seguito ad un passaggio di stato

VAPORE LIQUIDO CONDENSAZIONE
GAS LIQUIDO LIQUEFAZIONE

LIQUIDO SOLIDO SOLIDIFICAZIONE o
CRISTALIZZAZIONE
SOLIDO GASSOSO SUBLIMAZIONE
Per i passaggi da solido, liquido a gassoso bisogna riscaldare. Riscaldando un solido la sua temperatura aumenta finchè non inizia la fusione. Allora la temperatura rimane costante per tutta la durata del passaggio di stato (prima sosta termica), poi la temperatura del liquido riprende ad aumentare, finchè non inizia l’ebollizione quando la temperatura resta di nuovo costante (seconda sosta termica). Dopo finita l’ebollizione la temperatura del volume ritorna ad aumentare. Le stesse soste termiche si hanno nei passaggi di stato inverso (passaggi di stato per raffreddamento). La temperatura dei assaggi diretti e inversi è la stessa per ogni sostanza.
CALORE
Il calore è una forma di energia. La temperatura è la misura del livello di calore raggiunto da un corpo.
Se si somministra la stessa quantità di calore a due masse diverse della stessa sostanza, si osserva che la temperatura raggiunta è diversa, la massa maggiore avrà raggiunto la temperatura minore. Se invece vogliamo far raggiungere la stessa temperatura a due masse diverse della stessa sostanza, occorre riscaldare per un tempo più lungo quella con la massa maggiore (dare una maggior quantità di calore). La temperatura raggiunta da un corpo dipende prima dalla quantità di calore somministrata, secondo dalla massa di un corpo, terzo dal tipo di sostanza. Infatti, se si somministra la stessa quantità di calore ad 1 kg di ferro e ad 1kg di acqua, essi non raggiungeranno la stessa temperatura. Infatti, l’acqua e il fuoco si riscaldano in maniera diversa, perchè hanno un diverso calore specifico.
Quantità di calore necessaria
per elevare di 1°C la temperatura
di un gr di sostanza
• l’unità di misura del calore è il joule
quantità di calore che bisogna
somministrare ad 1 gr di acqua
• un’altra unità di misura è la caloria per elevare la sua temperatura da
14,5°C a 15,5°C
il calore si trasferisce da un corpo all’altro e passa sempre dal corpo a maggior temperatura a quello a minor temperatura. La temperatura si misura con il termometro. Il suo funzionamento si basa sulla dilatazione e contrazione del mercurioper effetto del passaggio di calore verso il mercurio stesso o in senso opposto. Termometri a massima sono particolari strumenti che segnano solo la massima. Il termometro viene immerso nel ghiaccio che fonde e si segna il livello che ha raggiunto il mercurio. Poi si immerge il termometro nell’acqua che bolle e si segna il livello raggiunto. Si divde l’intervallo in cento parti uguali e si ottiene così il °C
è la centesima parte dell’intervallo
tra il livello raggiunto dal mercurio
nel ghiaccio che fonde e
nell’acqua che bolle

il °C viene riportato anche sotto lo 0 e sopra il 100 e quindi la scala ha valori sia positivi che negativi.
Scala kelvin o temperatura assoluta
-273°C è il limite inferiore alle temperature ed è il punto di partenza della scala kelvin.
K=0°C+273
PRESSIONE
La pressione è il rapporto tra una forza e la superficie su cui la forza agisce.
P = F
S
Essa viene anche definita come la forza che si esercita sull’unità di misura della superficie.
N
= PASCAL
m²
Il Pascal è la forza di un Newton che agisce sulla superficie di un m². la pressione esercitata da un corpo su un piano di appoggio dipende dalla superficie di appoggio. Infatti, tanto minore quanto maggiore è questa superficie. Nei liquidi, la pressione è il peso della colonna di liquido che grava sull’unità di superficie. Nel liquido la pressione aumenta con la profondità perché aumenta il peso della colonna del liquido sovrastante.
L’atmosfera è l’involucro gassoso che eventualmente circonda un corpo celeste.
L’atmosfera terrestre si estende almeno fino a 100 km e diventa sempre più rarefatta con l’altezza.
L’aria è quella miscela di gas con una ben precisa percentuale che costituisce gli strati più bassi dell’atmosfera terrestre.
La pressione atmosferica è il peso della colonna di gas atmosferici (aria) che grava sull’unita di superficie. Essa diminuisce con l’altezza perché diminuisce il peso della colonna d’aria.
BAROMETRO
Rovesciando una canna barometrica nel recipiente si vede che il mercurio per un po’ scende, finchè sii ferma quando il dislivello tra il mercurio nella canna e nel recipiente è di 760 mm (76 cm). Se avviene ciò è perché solo in questo momento esiste una forza uguale e contraria al peso della colonna di mercurio che è capace di farle equilibrio. A mantenere in equilibrio la colonnina di mercurio è la pressione atmosferica, che si esercita sulla superficie libera del liquido sia dall’alto verso il basso, che viceversa. Dunque, sotto la colonnina di mercurio c’è la pressione atmosferica che dal basso verso l’alto riesce ad equilibrare il peso della colonna di mercurio. Quando questa è alta 1m, il suo peso prevale sulla pressione atmosferica la colonnina scende, solo quando è alta 76 cm le due forza sono perfettamente uguali ed opposte.
1 atm = 760 mm (unità di atmosfera) 1mmHg = Torr
è la pressione che a livello
del mare a o°C è capace di
mantener in equilibrio una colonna
di mercurio alta 760 mm
TEORIA CORPUSCOLARE CINETICA
Descrive la struttura della materia costituita
Da corpuscoli o particelle in continuo movimento. spiega
La struttura e la proprietà di gas, liquidi e solidi.

PROPRIETÀ DEI GAS
• Un gas non ha né forma né volume proprio, ma assume quello del recipiente
• Un gas è incomprimibile
• Un gas si espande
• Un gas diffonde
• Un gas è in grado di sposarsi da un luogo all’altro
• Un gas ha bassa densità
• In un gas vi è il moto browniano
Movimento caotico
delle particelle sospese
in un fluido
gas e liquidi
STRUTTURA DI UN GAS
• Un gas è costituito da particelle molto piccole e distanti tra di loro
• Le particelle sono così piccole che il loro volume è trascurabile rispetto al volume complessivo dei gas
• Tra le particelle non esistono forze attrattive
• Le particelle si muovono e movendosi urtano tra di loro e contro le pareti del recipiente
La massa di un gas è la somma di tutte le masse delle singole particelle di gas
Il volume non è la somma dei volumi, ma lo spazio che le particelle hanno a disposizione per muoversi
La densità è la massa complessiva delle particelle presenti nell’unità di volume
La pressione è l’insieme di tutte le spinte esercitate dalle particelle sull’unità di superficie. Se si considera un gas termicamente isolato e si immagina di seguire istante per istante il comportamento di una singola particella, si osserverebbe che questa nell’urtare un’altra particella perderebbe di energia, la quale energia viene acquistata dalla particella scontrata. Questo avviene perché gli urti sono elastici. Ma la particella che ha perso energia la riacquista dalla particella con cui si scontra. Quindi l’energia totale rimane costante a differenza dell’energia della singola particella. L’energia totale è il calore, l’energia cinetica media è la temperatura.Se il gas viene riscaldato aumenta l’energia totale, ma aumenta anche l’energia cinetica media. Quindi le particelle della materia si muovono così tanto velocemente quanto più elevata è la temperatura e viceversa. Lo 0 assoluto è la temperatura alla quale le particelle sono ferme: mancano di agitazione termica
LEGGI DEI GAS
LEGGE DI BOYLE
“Il rapporto tra pressione e volume è costante e le due grandezze sono inversamente proporzionali” A temperatura costante due grandezze sono inversamente proporzionali quando hanno il rapporto costante. Poiché il prodotto tra pressione e volume è costante, il prodotto tra la pressione e il volume iniziale di un gas è uguale al prodotto di qualunque altra pressione e il rispettivo volume.
P x V = K
I° LEGGE DI GAY-LUSSAC
“Riscaldando o raffreddando un gas a pressione costante, il volume aumenta o diminuisce di 1/273 del volume iniziale per ogni °C”.
Quando da 0°C a 273°C si riscalda un gas, il suo volume raddoppia. Questo non significa che il volume di un gas a –273°C diventa nullo; infatti, raffreddandolo, ben prima di arrivare a –273°C, il gas diventa liquido e quindi la legge non è più valida.
Vt = V0 (1+1/273t)
II° LEGGE DI GAY LUSSAC
A volume costante, la pressione di un gas aumenta di 1/273 della pressione iniziale di ogni °C
Pt = P0 (1/273 t)
SPIEGAZIONE DELLE LEGGI SECONDO LA TEORIA CINETICA
LEGGE DI BOYLE : riducendo il volume, aumentano le probabilità che le particelle vadano
ad urtarsi contro l’unità di superficie

I° LEGGE DI GAY-LUSSAC : riscaldando il gas, aumenta la velocità delle particelle
e quindi esse riescono a sollevare il pistone
II° LEGGE DI GAY-LUSSAC : riscaldando il gas, la velocità delle particelle aumenta e
quindi aumenta anche l’intensità degli urti contro le pareti
del recipiente (l’unità di superficie)
LEGGE DI GRAHAM
“Le velocità di diffusione di due gas sono inversamente proporzionali alle radici quadrate delle masse delle singole particelle”
quindi tra due gas diffonde più velocemente quello che ha le particelle di massa minore.
GAS IDEALI E REALI E DEVIAZIONE DAL COMPORTAMENTO IDEALE
Le leggi dei gas non sono sempre rispettate ovvero valide. Infatti, non sono rispettate alle basse temperature e alle alte pressioni. Non rispettare le leggi significa che non c’è accordo tra dato teorico e dato pratico. Così si comportano i gas reali.
Gas che esistono veramente

Per comodità di studio si ammette allora la presenza di gas perfetti o ideali che rispettano le leggi in qualunque condizione. I gas reali rispettano le leggi e quindi si comportano come nei gas ideali finchè la loro temperatura non è troppo bassa e la loro pressione troppo alta. Invece, alla bassa temperatura e all’alta pressione devia dal comportamento ideale.
CAUSE DELLA LORO DEVIAZIONE
• In realtà, nei gas reali esistono forze attrattive tra le particelle, forze di intensità a seconda della natura delle particelle. Perciò l’affermazione che non esistono forze attrattive è valida solo per i gas ideali. Finchè un gas è tenuto a bassa pressione (distanti) ed ad alta temperatura (veloci), le forze attrattive riescono ad esercitare la loro azione, pur essendo presenti e perciò è come se non ci fossero (il gas reale si comporta come uno ideale). Se invece, il gas è a bassa temperatura (lente ) e ad alta pressione (vicine), le forze attrattive fanno sentire la loro presenza e provocano la deviazione.
• Finchè il gas è a bassa pressione e le particelle sono distanti è vera l’affermazione che il volume delle singole particelle è trascurabile e che il volume è lo spazio che le particelle hanno a disposizione (volume del recipiente). Ma quando il gas è molto compresso e le particelle sono molto ravvicinate lo spazio in cui le singole particelle possono muoversi è il volume del recipiente meno il volume della particelle.
LIQUIDI
PROPRIETÀ
• Hanno volume proprio e non forma propria
• Sono incomprimibili
• La loro densità è maggiore rispetto a quella dei gas
• In essi è presente il moto browniano
• I liquidi diffondono (la diffusione consiste nel mescolamento di due liquidi scelti però in modo che sono miscibili)
• Tutti i liquidi lasciati a se stessi evaporano
STRUTTURA
• Sono costituii da particelle vicine tra loro
• Sono legate da forze attrattive
• Si muovono con movimenti di scivolamento reciproco
EVAPORAZIONE
Le particelle superficiali urtate tra quelle sottostanti riescono a vincere le forze attrattive e a fuggire in fase di vapore. Poiché se ne vanno le particelle con maggior energia cinetica, l’energia cinetica media del liquido diminuisce, cioè si abbassa la temperatura. Questa diminuzione di temperatura non si avverte nel caso dell’acqua, perché è un liquido che evapora lentamente e quindi la diminuzione di temperatura è compensata dal passaggio di calore dell’ambiente esterno all’acqua stessa; si nota invece nei liquidi che evaporano in fretta come l’alcool o l’acetone. A parità di temperatura evaporano più in fretta i liquidi che hanno tra le particelle forze attrattive deboli. Per tutti i liquidi l’evaporazione aumenta all’aumentare della temperatura.
EVAPORAZIONE IN UN RECIPIENTE CHIUSO
Messo un liquido in un recipiente chiuso collegato al manometro, all’inizio si osserva che il livello del liquido diminuisce, mentre aumenta la pressione del liquido stesso finchè si raggiunge una condizione detta di equilibrio dinamico, in cui il livello del liquido non diminuisce più e la pressione sul liquido non aumenta più. Quest’equilibrio è una condizione per cui due fenomeni opposti avvengono con la stessa velocità. Così i due processi opposti sono evaporazione e condensazione. Infatti, all’inizio il liquido comincia ad evaporare ed essendo poche le particelle di vapore sono anche poche le probabilità che queste tornino in nel liquido (l’evaporazione dunque prevale sulla condensazione). Col passare del tempo, cioè aumentando la quantità di vapore che si forma sul liquido si giunge al punto in cui nell’unità di tempo tante particelle evaporano quante condensano = equilibrio dinamico. Si chiama tensione di vapore la pressione esercitata dal vapore in equilibrio dinamico con il suo liquido. La tensione di vapore di un liquido aumenta all’aumentare della temperatura. Liquidi diversi alla stessa temperatura avranno tensione di vapore diversa.
EBOLLIZIONE
In qualunque liquido sono presenti le bolle d’aria, dentro le quali avviene l’ebollizione per cui ci sarà all’interno della bolla un tensione di vapore, che viene immaginata come una forza che agisce dall’interno all’esterno. invece, dall’esterno all’interno grava un’altra forza, che È la pressione atmosferica. quando la temperatura È bassa, la tensione di vapore È bassa e la pressione atmosferica mantiene le bollicine d’aria e vapore piccole e compresse nella massa del liquido. aumentando la temperatura, aumenta la tensione di vapore, finchè questa diventa uguale alla pressione atmosferica. allora quando questo avviene, le bolle non più schiacciate possono dilatarsi e salire in superficie dove si rompono e liberano il vapore accomunato. Dunque, un liquido bolle quando la sua tensione di vapore diventa uguale alla pressione atmosferica. Al punto di ebollizione di qualunque sostanza dipende dalla pressione atmosferica. Per esempio. L’acqua bolle a 100°C alla pressione di 1 atm. Al diminuire della pressione (alta montagna) diminuisce il punto di ebollizione.
SOLIDI
PROPRIETÀ
• I solidi hanno forma e volume propri
• I solidi sono comprimibili
• I solidi hanno elevata densità
In base alla posizione delle particelle, i solidi si classificano in:
solidi cristallini e solidi amorfi
In essi le particelle occupano delle posizioni geometricamente ben definite. L’insieme di tutte le posizioni occupate dalle particelle si chiama reticolo cristallino. È formato dalla ripetizione delle tre dimensioni dello spazio
di un’unità fondamentale detta cella elementare. Una delle più comuni è la cella cubica

STRUTTURA
• I solidi sono costituiti da particelle vicine tra loro
• Hanno forze attrattive e occupano posizioni fisse
• Hanno movimenti di vibrazione e non di traslazione.
In essi le particelle sono disposte in maniera irregolare senza alcun ordine geometrico. L’esempio più tipico è il vetro, in cui le particelle sono disposte in modo irregolare, tanto che è anche considerato un fluido super denso.
SOSTANZE
Le sostanze si classificano in elementi e composti
Sostanze semplici che sostanze formate dall’
in nessun modo possono unione di due o più elementi
essere scomposti in elementi
più semplici
naturali artificiali
sono 92 sono in continuo
aumento
Ogni elemento viene indicato con un simbolo che è una scrittura convenzionale del nome di solito latino o latinizzato dell’elemento. Gli elementi sono stati classificati verso la metà dell’Ottocento nella tavola periodica degli elementi. Quella attuale è diversa rispetto a quella ideata per la prima volta dal chimico russo Mendeleiev. Gli elementi si ordinano secondo un numero crescente detto numero atomico. La tavola periodica si suddivide in linee verticali chiamate gruppi o sottogruppi
e in righe orizzontale, chiamate periodi.
numero intero in alto a sinistra
LINEE VERTICALI
Si dividono in gruppi (2+6) e sottogruppi
centrali

Sono 8 (righe verticali più lunghe).2 sono all’estrema sinistra e 6 a destra
CENTRO
Costituiscono il blocco centrale gli elementi compresi tra il secondo e il terzo gruppo

LINEE ORIZZONTALI
Sono suddivise in sette periodi.
1. composto da 2 elementi H e He
2. composto da 2 + 6 elementi
3. composto da 2 + 6 elementi
4. composto da 2 + 10 + 6 elementi
5. composto da 2 + 10 + 6 elementi
6. composto da 2 + 14 + 10 + 6 elementi
lantanidi (58 a 71)
7. composto da 2 + 14 + 10 + 6
attinidi (90 a 103)
PRINCIPALI ELEMNTI DELLA TAVOLA PERIODICA
I° GRUPPO o gruppo dei metalli alcalini: l’ idrogeno H si colloca sul primo gruppo, ma non
appartiene ad esso. I principali elementi sono :
Litio Li ;
Sodio Na;
Potassio K.
II° GRUPPO o gruppo dei metalli alcalino-terrosi: Berillio Be;
Magnesio Mg;
Calcio Ca.
III° GRUPPO: I principali elementi sono: Boro B;
Alluminio Al.
IV° GRUPPO: I principali elementi sono: Carbonio C;
Silicio Si.
V° GRUPPO: I principale elementi sono: Azoto N;
Fosforo P.
VI°GRUPPO: I principali elementi sono: Ossigeno O;
Zolfo S.
VII° GRUPPO o gruppo degli alogeni: Fluoro F;
Cloro Cl;
Bromo Br;
Iodio I.
VIII° GRUPPO o gruppo dei gas rari o nobili: Elio He;
Neon Ne;
Argon Ar;
Cripton Kr;
Xenon Xe;
Radon Rn.
Nel gruppo centrale si trovano alcuni dei principali elementi: il Cromo Cr, Manganese Mn, Ferro Fe, Nichel Ni, Rame Cu, Zinco Zn, Argento Ag, Oro Au, Platino Pt, Mercurio Hg.
La linea escalina separa i metalli da sinistra da quelli non metalli di destra. Le principali proprietà dei metalli sono :
* la tipica lucentezza;
* la conduttività di elettricità e calore.
STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
Elementi gassosi: Idrogeno, Azoto, Ossigeno, Fluoro, Cloro, Elion, Neon, Argon, Cripton, Xenon e
Radon.
Elementi liquidi: Bromo e Mercurio
Elementi solidi: Tutti gli altri.
TEORIA ATOMICA DI DALTON
• Tutta la materia è costituita da particelle indivisibili chiamate atomi.
• L’atomo è la più piccola parte di un elemento. Ogni elemento è costituito da un certo numero di atomi tutti uguali, mentre gli elementi diversi sono fatti di atomi diversi.
• Gli atomi di un elemento non si creano e non si distruggono e non si trasformano i quelli di un altro elemento
• Una reazione chimica è una separazione e una successiva diversa ricombinazione degli atomi inizialmente presenti nei reagenti
• Gli atomi si possono unire tra loro formando degli aggregati chiamati molecole.
Per Dalton però solo i composti possono avere molecole in quanto secondo lui solo atomi diversi si possono unire tra loro. Oggi sappiamo che anche gli atomi uguali si possono aggregare e perciò anche gli elementi possono avere la molecola.
STRUTTURA DEGLI ELEMENTI
Gli elementi che hanno una struttura molecolare hanno molecola biatomica: Idrogeno, Ossigeno, Azoto e gli alogeni. Hanno molecola pluriatomica il Fosforo (tetra atomica), zolfo (otto atomi). I gas rari o nobili sono costituiti da singoli atomi isolati che non si raggruppano a formare molecole.
Tutti gli altri elementi che sono solidi cristallini non hanno molecola, perché le posizioni del reticolato sono occupati da atomi legati tra loro da forti forze attrattive.
STRUTTURA DEI COMPOSTI
STRUTTURA MOLECOLARE
Acqua H2O
Metano CH4 o idruro di C
Ammoniaca NH3 o idruro di N
STRUTTURA NON MOLECOLARE
Cloruro di Sodio NaCl
Cloruro di Calcio CaCl2
I composti formati da due elementi si chiamano binari, quelli da tre ternari…. I principali elementi binari sono gli idruri e ossidi.
Composti binari in cui composti binari in cui
uno dei due elementi è l’ uno degli elementi è l’
Idrogeno Ossigeno CO monossido di C
CO2 biossido di Carbonio o
Anidride carbonica
SO2 biossido di zolfo o
Anidride solforosa
SO3 triossido di zolfo o
Anidride solforica
Questo tipo di formula si chiama formula bruta o
grezza e dice solo quali e quanti atomi ci sono nella
molecola, ma non come sono legati tra loro.
Se una sostanza non è molecolare, la formula esiste lo stesso,
ma non rappresenta la molecola che non c’è.
Perciò la formula dice da quali elementi è formato il composto
e in quale rapporto numerico stanno gli atomi di questi elementi.
STRUTTURA DELL’ATOMO E PARTICELLE SUBATOMICHE
L’atomo è fatto da 3 tipi di particelle: i protoni (particelle con carica elettrica positiva), elettroni con carica elettrica negativa) e neutroni (privi di carica elettrica). La carica del protone e dell’elettrone sono uguali in valore assoluto ed opposte di segno. Le masse del protone e del neutrone è circa la stessa; invece, l’elettrone ha la massa 1836 volte più piccola di quella del protone. In un atomo sono presenti tanti protoni quanti elettroni e quindi l’atomo è elettricamente neutro, cioè non manifesta cariche elettriche. Il numero di protoni o elettroni presenti in un atomo è detto numero atomico. Il numero atomico di un elemento indica quanti protoni ed elettroni sono presenti in tutti gli atomi di quell’elemento. È proprio il numero atomico la caratteristica che distingue un elemento dall’altro. Le particelle che più contribuiscono a dare massa all’atomo sono protoni e neutroni si chiama numero di massa, che è quindi la somma del numero di protoni e neutroni presenti in un atomo. Il numero di massa serve per distinguere gli isotopi di uno stesso elemento. Gli atomi di uno stesso elemento non sono tutti uguali tra loro per quanto riguardala massa. Ci sono infatti atomi più pesanti e tomi più leggeri. Gli isotopi sono dunque atomi di uno stesso elemento ma con massa diversa poichè hanno un diverso numero di neutroni.
Legenda: Z= Num atomico A= Num di massa
ISOTOPI DI IDROGENO
Simbolo
Protoni
Elettroni
Neutroni
A
nome
¹H
1
1
------------
1
Protio
²H
1
1
1
2
Deuterio
³H
1
1
2
3
Tritio
Di tutti gli isotopi possibili di un elemento ce ne è sempre uno più diffuso degli altri. Il numero di neutroni è circa uguale al numero atomico per elementi a basso numero atomico, ma all’aumentare del numero di questo, il numero di neutroni diventa molto superiore al numero atomico. Perciò all’aumentare del Z aumenta anche la massa atomica e non solo perché aumenta il numero di protoni ed elettroni ma anche perché aumenta il numero di neutroni.
MASSA ATOMICA
La massa atomica può essere assoluta o relativa. La massa assoluta è quella effettiva di un atomo che andrebbe misurata con le comuni unità di misura delle masse, ma è di impossibile determinazione e di scarso interesse, perciò per gli atomi si ricorre alla massa atomica relativa. La massa atomica relativa è la massa di un elemento A rispetto ad un altro scelto come riferimento e al quale viene attribuito valore unitario. Nell’800 si era scelto come riferimento l’atomo di H alla cui massa era stato dato valore 1. oggi si sceglie come riferimento la 12° parte della massa del carbonio 12. questa viene definita unità di massa atomica (u.m.a.). Per esempio l’O ha massa atomica relativa 15,9 u-m-a-, ciò significa che l’atomo di O è 16 volte circa più pesante rispetto alla 12° parte dell’atomo di carbonio. Conoscendo le masse atomiche relative si possono trovare anche le masse molecolari.
MOLE
La mole di una sostanza molecolare è una quantità in gr uguale alla sua massa molecolare.
La mole di una qualunque sostanza non molecolare è invece la quantità in gr uguale alla massa formula. Questo tipo di mole contiene tanti numeri di Avogadro di atomi per quanti sono gli atomi nella formula.

IONI
Gli atomi possono perdere o acquistare elettroni. Se perde un elettrone, manifesta una carica positiva e diviene quindi uno ione positivo. Se invece vengono acquistati elettroni l’atomo diventa uno ione negativo. Nella tavola periodica:
* Gli elementi del I° gruppo formano ioni + 1 (anche l’H) Li+ Na+ K+
* Gli elementi del II° gruppo formano ioni +2 Be++ Mg++ Ca++
* Gli elementi del III° gruppo formano ioni +3 Al +++
* Gli elementi del IV° e V° gruppo non formano ioni
* Gli elementi del VI°gruppo formono ioni –2 O-- S--
* Gli elementi del VII° gruppo formano ioni -1 F- Cl-
* Gli elementi dell’VII° gruppo tranne l’Elio che forma ioni +2 non formano ioni
Tutti i metalli formano ioni positivi, anche quelli del gruppo centrali.
Ag+ Zn++ Cu+ (rameoso) Cu++ (rameico) Fe++ (ferroso) Fe+++ (ferrico)
MODELLI ATOMICI
A partire dagli inizi del Novecento sono stati formulati nel tempo diversi modelli atomici. Il primo modello fu ideato da Thompson.
MODELLO DI THOMPSON o MODELLO DI SFERA PIENA
L’atomo è costituito da un ammasso di protoni tutti stipati gli uni gli altri a costituire una sfera compatta, all’interno della quale sono disseminati con la loro piccolissima massa gli elettroni. La massa dell’atomo è costituita dall’insieme di protoni, in cui sono dispersi i piccolissimi elettroni.
MODELLO DI RUTHERFORD
Rutherford bombardò una lamina d’oro con delle particelle R. Esse sono gli ioni He++ . osservò che la maggior parte dei proiettili attraversa indisturbata la lamina, ma alcune particelle vengono deviate e altre (una piccolissima parte) vengono respinte. Dedusse che l’atomo non poteva essere quello di Thompson perché la lamina metallica avrebbe dovuto avere una struttura molto omogenea e quindi i proiettili dovevano avere tutti lo stesso comportamento e passare tutti o essere tutti respinti. Invece, era evidente che alcuna particelle p incontravano un ostacolo, che le altre non incontravano. Dedusse che l’atomo non era una sfera piena, ma cava, vuota. Infatti, il grosso dell’atomo è concentrato in una parte centrale detta nucleo, in cui ritrovano i protoni e anche i neutroni. Dunque protoni e neutroni sono perciò anche detti nucleoni invece gli elettroni ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al sole. Gli elettroni sono molto distanti gli uni dagli altri tanto che il raggio dell’atomo è ben 100 mila volte più grande del raggio del solo nucleo. Dunque l’atomo è una sfera “vuota” perché è riempita solo la parte centrale, mentre tutta la parte periferica è occupata dagli elettroni, che però sono molto piccoli e distanziati. Le particelle che passano indisturbata la massa sono quelle che passano negli spazi vuoti degli elettroni. mentre quelle che vengono deviate sono quelle che si avvicinano al nucleo (cariche elettriche dello stesso segno si respingono). Infine le particelle che vengono respinte sono quelle che vanno a scontrarsi con il nucleo.
I successivi modelli atomici non contesteranno più il concetto di nucleo, ma chiariranno meglio il comportamento degli elettroni.
MODELLO DI BOHR
IL modello di Rutherford si prestò ben presto a delle critiche; infatti, la fisica classica cioè quella che studia i corpi di grande dimensione ci dimostra che un corpo carico elettricamente, che si muove in presenza di una forza attrattiva, perde progressivamente di energia. Se anche l’elettrone, che è una particella carica in movimento e sotto influenza della forza attrattiva del nucleo facesse altrettanto, dovrebbe perdere energia progressivamente, quindi, diminuire la propria velocità fino a cadere con un moto a spirale sul nucleo. Questo non succede dunquee gli elettroni non seguono le leggi della fisica classica, ma come tutte le particelle subatomiche, hanno un comportamento speciale. Gli studi condotti da Bohr gli permisero di fondare una nuova branca della fisica detta meccanica quantistica. Per Bohr intorno al nucleo non ci sono delle semplici orbite (insieme di punti occupati successivamente da un corpo che ruota intorno ad un altro), ma dei livelli energetici che esistono comunque intorno al nucleo, sia che siano pieni gli elettroni sia che sono vuoti. Il liello energetico è dunque un’orbita a cui però è associato un contenuto di energia. Questo contenuto è crescente dal centro verso la periferia, quindi il terzo livello è > 2 livello. Un elettrone possiede una diversa energia a seconda del livello che occupa. Attorno al nucleo esistono solo delle particolari orbite consentite e non altri. Un elettrone non può cadere sul nucleo perché per farlo dovrebbe occupare delle orbite non consentite (non c’è livello energetico). I livelli energetici teoricamente previsti dal calcolo matematico sono infiniti. A nella realtà basta prenderne in considerazione solo i primi sette. Ogni livello energetico viene indicato con un numero detto quantico principale, che viene indicato con n, numero intero che indica il livello energetico. Quando l’atomo viene eccitato (riceve energia) può capitare che qualche elettrone riceva la giusta quantità di energia per passare ad un livello più esterno. Vi resta però pochissimo, 10 alla meno 8 secondi = 1/1° alla 8 0,00000001. poi tona nel livello energetico di partenza, facendo un salto quantico; solo in questo momento l’atomo emette energia in quantità finite o per quanti. Infatti emette energia uguale alla differenza di energia tra i due livelli. Il salto di ritorno può essere unico oppure può avvenire in più passaggi successivi; in questo caso ad ogni salto quantico corrisponde l’emissione di energia uguale alla differenza tra i due livelli considerati. L’energia emessa è energia elettromagnetica.
È un tipo di energia che si propaga sotto
forma di onde. La lunghezza d’onda llè la distanza
tra due massimi successivi ( creste) e tra due minimi successivi
(ventri). Un'altra grandezza è la frequenza ffche il numero di
onde che passano in un punto nell’unità di tempo. La lunghezza
l’onda e la frequenza sono inversamente proporzionali c = ==xxxx
xxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxx Il loro prodotto è una costante che è la velocità delle onde.
Poiché per le onde elettromagnetiche la velocità è
quella della luce si indica con c
le onde elettromagnetiche si distinguono le une dalle altre per la diversa e per la diversa eeee sono nell’ordine. Esse sono:

ONDE RADIO o RADIO ONDE; MICROONDE; RAGGI INFRAROSSI; LUCE; RAGGI ULTRAVIOLETTI; RAGGI X; RAGGI γ
In quest’ordine sono elencati secondo la IIdecrescente e ladddcrescente. Tutte le onde elettromagnetiche viaggiano a 300.000 km al secondo come la luce.
LUCE
La luce bianca o luce solare è il risultato della fusione di luci di diverso colore; infatti, se facciamo passare un raggio di luce attraverso un prisma di vetro, questo scompone l luce in tutte le sue componenti, che sono i sette colori dell’iride.
ROSSO; ARANCIONE; GIALLO; VERDE; AZZURRO; INDACO e VIOLETTO
I sette colori sono a diversa lunghezza d’onda. Le radiazioni rosse sono a grande lunghezza d’onde, quelle violette piccola. La i è decrescente e la è crescente.
La luce è infatti quella radiazione elettromagnetica, la cui lunghezza d’onda è compresa tra gli 8000 Armstrong del rosso e i 4000 Armstrong del violetto. Armstrong è lunità di misura sottomultiplo del metro. 1 Armstrong = 10 alla meno 8 cm
La serie sfumata di colori dal rosso al violetto che si ottengono dopo che la luce bianca è pasata atraverso il prisma si chiama spettro continuo . se si porta all’incandescenza un elemento in modo che emette luce e in modo che si fa passare la sua luce attraverso uno spettroscopio (strumento simile al prisma capace di separare le luci di vari colori) poi compaiono solo delle sottili righe colorate e non lo spettro continuo; si ottiene cioè uno spettro di emissione o spettro a righe di emissioni.
Ogni elemento ha un suo preciso spettro diverso da quello di qualunque altro elemento, cioè che le righe di un elemento sono diverse per numero, posizione e colore rispetto a quelle di un altro elemento. Le righe di emissione vennero spiegate finalmente dal modello atomico di Bohr; infatti, esse corrispondono all’emissione di onde elettromagnetiche nel momento in cui gli elettroni fanno i salti quantici di ritorno. Infatti esiste una precisa relazione tra salto quantico, energia emessa e frequenza della radiazione, che parte:
SALTO GRANDE
(grande differenza tra i 2 livelli)
ALTA FREQUENZA
RIGA VIOLETTA
RRRRRRRRRRRRRRRRRRRRR
E = h x

H = E

Quindi quando l’elettrone fa il salto quantico emette una radiazione elettromagnetica, la cui frequenza dipende dall’energia emessa e quindi dipende dalla differenza di energia tra i due livelli.

LIVELLI ENERGETICI
Bohr scoprì che ogni livello energetico può contenere un numero massimo di elettroni, che è dato da 2 n²
I° LIVELLO n = 1 2 n² = 2 e
II° LIVELLO n = 2 2 n² = 8 e
Numero quantico III° LIVELLO n = 3 2 n² = 18 e
principale
quando si applicò il modello di Bohr ad atomi diversi dall’H, cioè con più elettroni si scoprì che tutti gli elettroni di uno stesso elemento avevano la stessa energia. Perciò fu necessario introdurre il concetto di sottolivello energetico. Si scoprì che ogni livello energetico formato da più sottolivelli molto più vicini tra loro e quindi con una minima differenza energetica.
Il numero di sottolivelli che ogni livello
possiede è uguale al numero quantico principale
LIVELLO SOTTOLIVELLO
n = 1 1
n = 2 2
n = 3 3
n = 4 4
n = 5 5 teoricamente, ma bastano 4
n = 6 6 teoricamente, ma bastano 4
n = 7 7 teoricamente, ma bastano 4
I sottolivelli vengono indicati con s, p, d, f
n = 1 1 s
n = 2 2 s 2 p
n = 3 3 s 3 p 3 d
n = 4 4 s 4 p 4 d 4 f
n = 5 5 s 5 p 5 d 5 f
n = 6 6 s 6 p 6 d 6 f
n = 7 7 s 7 p 7 d 7 f
DIAGRAMMA DEI SETTE LIVELLI
ENERGETICI
All’aumentare della distanza dal nucleo
quindi dell’energia dei vari livelli,
diminuisce però la differenza di energia
tra i due sottolivelli successivi.
SOVRAPPOSIZIONE DEI LIVELLI ENERGETICI
Dopo il 18° livello quando si è riempito il 3p ci aspetteremo il riempimento del 3d, invece si riempie il 4s (19 e 20) e solo dopo (dal 21 al 30 ) il 3d. altre situazioni simili riverificano più avanti. Dunque l’ordine di riempimento dei sottolivelli è diverso dall’ordine spaziale dei sottolivelli stessa
L’ordine progressivo di riempimento ci è fornito dalla tavola periodica.
I° PERIODO si riempie 1s
II° PERIODO si riempie 2s 2p
III° PERIODO si riempie 3s 3p
IV° PERIODO si riempie 4s 3d 4p
V° PERIODO si riempie 5s 4d 5p
VI° PERIODO si riempie 6s 4f 5d 6p
VII° PERIODO si riempie 7s 5f 6d 7p
CONFIGURAZIONE ESTERNA
La configurazione esterna è la configurazione dell’ultimo livello energetico, cioè quello più esterno, quello più alto di numero.
I° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s¹
II° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s²
III° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p¹
IV° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p²
V°GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p³
VI° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p4
VII°GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p5
VIII° GRUPPO ha configurazione esterna di tipo s² p6
Tutti gli elementi di uno stesso gruppo hanno le stesse proprietà chimiche (si comportano tutti allo stesso modo). Poiché tutti gli elementi di uno stesso gruppo hanno le stesse proprietà chimiche e poiché l’unica cosa che hanno in comune è la configurazione esterna se ne deduce che le proprietà chimiche dipendono dalla configurazione esterna, cioè solo dagli elettroni dell’ultimo livello. Fu così spiegata la legge periodica che è stata scoperta nella metà dell’Ottocento da Mendeleiev. Infatti, egli ordinando gli elementi secondo la massa atomica crescente si era accorto che periodicamente comparivano degli elementi che avevano le stesse proprietà di altri e costruì la prima tavola periodica in cui gli elementi con le stesse proprietà erano incolonnati. La legge periodica consiste nel ricomparire periodico con le stesse proprietà. La configurazione esterna nel blocco centrale è di tipo s² o s¹ e quindi questi elementi si differenziano solo per il numero di elettroni di un sottolivello più interno e quindi le loro proprietà cambiano poco.
CONFIGURAZIONE STABILE
La configurazione stabile è la configurazione dell’8° gruppo. Questi elementi hanno l’ultimo livello energetico completo; infatti, hanno 8 elettroni cioè l’ottetto completo. La proprietà principale di questi elementi è l’inerzia chimica, cioè gli atomi non si combinano né tra loro né con atomi di altri elementi. Quindi se ne deduce che avere l’ultimo livello completo conferisce l’inerzia chimica. L’Elio ha la configurazione completa già con soli due elettroni, perché il livello può conterne al massimo due. Gli elementi degli altri gruppi che non hanno l’ottetto completo tendono a completarlo. Anche alla formazione degli ioni cercano di perdere o acquistare elettroni in modo a raggiungere la configurazione stabile del gas raro o immediatamente successivo o immediatamente precedente.
DIMENSIONI ATOMICHE O RAGGIO ATOMICO
Lungo un gruppo il raggio atomico aumenta perché il numero atomico aumenta e soprattutto gli elettroni si sistemano su livelli via sempre più esterni. Lungo un periodo diminuiscono perché anche se aumenta il numero di prOtoni, gli elettroni si sistemano sullo stesso livello, ma l’aumento di protoni nel nucleo fa aumentare la forza attrattiva sugli elettroni e quindi restringe le orbite.
POTENZIALE DI IONIZZAZIONE o ENERGIA DI IONIZZAZIONE
Per espellere un elettrone da un atomo occorre somministrare energia che si chiama energia di ionizzazione. Se ne vanno gli elettroni più esterni. Occorre tuttavia meno energia per gli elettroni lontani dal nucleo e di più per quelli più vicini, perché maggiore è la forza attrattiva che gli elettroni hanno sul nucleo. Lungo un gruppo l’energia di ionizzazione diminuisce, mentre lungo il periodo aumenta,. Quindi hanno basso potenziale di ionizzazione gli elementi in basso a sinistra; hanno alto potenziale di ionizzazione gli elementi in alto a destra.
AFFINITÀ ELETTRONICA
L’affinità elettronica è l’energia che l’atomo libera quando acquista un elettrone. Sarà tanto più facile acquistare un elettrone quando tutto questo verrà sistemato vicino al nucleo e quindi quanto minori sono le dimensioni atomiche, dunque l’affinità elettronica aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. Perciò gli elementi a sinistra (in basso) hanno basso potenziale di ionizzazione e quelli a destra hanno alta affinità elettronica.
MODELLO ATOMICO AD ORBITALE
Non è possibile conoscere la posizione e la velocità di un elettrone instante dopo instante, perché ogni misura fatta per determinare la posizione altera la velocità e la posizione. Dunque non si può conoscere per esattezza il percorso dell’elettrone, cioè l’elettrone si comporta ora come una particella ora come un’onda. Perciò venne studiato come onda e con l’equazioni della meccanica ondulatoria si riuscì a calcolare per via matematica le probabilità che esistevano di trovare intorno al nucleo.
Fu così introdotto il concetto di orbitale
Spazio intorno al nucleo in
cui ci sono le massime probabilità
di trovare l’elettrone
un sottolivello s è costituito da un solo orbitale s. Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni. Quando un orbitale ha 2 elettroni, si dice che è pieno o completo e gli elettroni sono accoppiati. Due elettroni di uno stesso orbitale differiscono per lo spin
senso di rotazione
su se stessi
Dei due elettroni uno gira in senso orario, l’altro in senso antiorario. Un elettrone singolo è detto spaiato o disaccoppiato e l’orbitale è semipieno o detto anche vuoto.
RAPPRESENTAZIONE GRAFICA DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
PRINCIPIO DI HUNT: quando gli elettroni hanno a disposizione più orbitali isoenergetici si sistemano in modo da occupare il maggior numero di orbitali
FORMA DEGLI ORBITALI
L’orbitale s ha forma sferica ed è di raggio tanto più grande quanto più alto è il livello energetico più alto.
Gli orbitali p di uno stesso sottolivello sono 3 ed hanno la forma di un ottosferico, posti su tre assi tra loro perpendicolari.
ORBITALI IBRIDI
Il carbonio ha due elettroni spaiati, però nella maggior parte dei casi quando si combina con altri atomi ricevendo energia passa allo stato eccitato e uno degli elettroni dell’orbitale 2s salta nell’orbitale p vuoto.
Perciò il C eccitato avrà 4 elettroni spaiati. Gli orbitali però non restano con la loro forma, cioè non restano negli orbitali ibridi s e p ma si ibridano tra loro, cioè si trasformano. Esistono 3 tipi di ibridazione:
1) Ibridazione s p³
L’orbitale s si ibrida insieme a tutti e tre gli orbitali p e si ottengono perciò 4 nuovi orbitali con una nuova forma diretti verso i vertici di un tetraedro. Esso è un solido costituito da 4 facce che sono triangoli equilateri.
L’angolo tra due orbitali è di 109° circa. I 4 orbitali ibridi s p³ sono isonergetici.
2) Ibridazione s p²
L’orbitale s si ibrida con due orbitali p e si formano tre orbitali ibridi complanari e diretti verso i vertici di un triangolo equilatero.
L’orbitale p non ibridato mantiene la sua forma ad ottosferico ed è perpendicolare al piano dei tre ibridi.
3) Ibridazione s p
L’orbitale s ibrida con uno solo dei 3 orbitali p e so formano 2 orbitali ibridi opposti, cioè a 180° l’uno dall’altro (sulla stessa retta), mentre gli altri 2 orbitali p non ibridati mantengono la loro forma e sono perpendicolari alla retta su cui si trovano i due ibridi
LEGAMI CHIMICI
I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi tra loro (sia atomi uguali che diversi). Esistono due principali tipi di legame: il legame ionico e il legame covalente.
Il legame ionico si forma quando tra due atomi vi è un passaggio di elettroni. Il legame covalente invece si forma quando c’è una condivisione di elettroni.
LEGAME IONICO
Il legame ionico si stabilisce tra atomi che tendono a perdere di elettroni formando così ioni positivi e atomi che tendono ad acquistare elettroni (ioni negativi) con un trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro. Si formano così ioni positivi e negativi, che essendo di carica elettrica opposte si attraggono.
Il legame ionico si forma perciò tra elementi a basso potenziale di ionizzazione ed elementi ad alta affinità elettronica (1°, 2° gruppo- blocco centrale- elementi del 6°, 7° gruppo)
Per esempio l’atomo di Na diventa ione sodio liberando un elettrone. Mentre l’atomo di sodio diventa ione sodio liberando un elettrone. Mentre l’atomo di Cloro acquista questo steso elettrone e diventa ione Cl- . i due ioni così formati si attraggono reciprocamente = legame ionico.
Na Na+ + 1e
Cl + 1e Cl-
Na+ Cl- Na Cl
Gli elettroni persi si scrivono a destra del segno di equazione, mentre quelli acquistati a sinistra.
Ca Ca++ + 2e
O + 2e
LEGAME COVALENTE
Il legame covalente si forma tra atomi uguali o diversi, quando si ha una condivisione di elettroni. Infatti, se due atomi hanno elettroni spaiati in orbitali semivuoti possono sovrapporre gli orbitali semivuoti e condividere gli elettroni spaiati. Perciò il legame covalente consiste nella condivisione di una copia di elettroni da due atomi. Ogni atono di H ha 1 elettrone spaiato nel suo orbitale e quindi 2 atomi di H sovrappongono i loro orbitali s e condividono la copia di elettroni.
H2
SIMBOLO ELETTRONICO O SIMBOLO DI LEWIS
simbolo di un elemento circondato da
tanti puntini quanti sono gli elettroni
della configurazione esterna
* Cl2 o un altro alogeno:
Cl s² p5
* H Cl
Avendo il Cl un orbitale p semivuoto, lo sovrappone con l’orbitale p semivuoto di un altro atomo di Cl, condividendo così i rispettivi elettroni
Avendo il Cl un elettrone spaiato nell’orbitale p, lo mette in comune con l’elettrone spaiato presente nell’orbitale s dell’H
* C H4
* H2 O
Il C eccitato ha 4 elettroni spaiati e quindi richiede di completare l’ottetto con 4 elettroni, forniti da 4 atomi di H.
La molecola del metano ha una perfetta forma tetraedrica. Infatti il C nel C H4 è ibridato e pertanto utilizza i 4 orbitali ibridi sp3 per legare i 4 atomi di H,, che così si sistemano ai 4 vertici del tetraedro. Infatti, la geometria molecolare (forma delle molecole) dipende dalla disposizione degli orbitali interessati.
Avendo l’O 2 elettroni spaiati per completare l’ottetto necessita di 2 elettroni, che devono essere forniti da 2 atomi di H
Se l’O usasse dei normali orbitali p l’angolo di legame sarebbe dovuto essere di 90°, ma in realtà non è così. Infatti, l’angolo di legame è di 104°, perché l’O è ibridato s p3 .
L’O usa 2 dei 4 orbitali ibridi per legare i 2 atomi di H, mentre negli altri 2 orbitali restano 2 doppietti elettronici non condivisi, che restringono l’angolo fino a 104°
La molecola è planare perché gli atomi effettivamente presenti sono solo 3 e per 3 punti passa solo un piano.

* N H3

Ha una forma piramidale; ha al vertice l’azoto e nei 3 vertici i 3 atomi di H. l’angolo di legame è di 108° e quindi diverso dall’angolo di 90° che ci aspetteremo se l’N utilizzaste per la formazione dei 3 legami i normali orbitali p tra loro perpendicolari.
Infatti nell’ N H3, l’N è ibridato s p3
Al centro vi è l’N, che utilizza 3 dei 4 orbitali ibridi per legare 3 atomi di H e nel quarto orbitale resta un doppietto elettronico non condiviso. Poiché la parte visibile della molecola è solo quella costituita N H3, dobbiamo immaginare la piramide come iscritta in un tetraedro. L’angolo è di 108° perché il doppietto elettronico non condiviso tende ad allontanarsi dall’atomo di N e fa avvicinare tra loro i 3 atomi di H restringendo l’angolo da 108° a 90°.
LEGAMI COVALENTI MULTIPLI
Il legame covalente oltre che semplice (condivisione di una sola copipia di elettroni) può anche essere doppio o triplo (condivisione di 2 o 3 coppie di elettroni).
* O2 O = O
LEGAME DOPPIO
* N2 N N
LEGAME TRIPLO
* O3
Ogni atomo di O condivide i suoi elettroni spaiati con quelli di un altro atomo di O, formando legame doppio
I due atomi di N condividono reciprocamente i 3 elettroni spaiati formando un legame triplo
L’O3 (ozono) è uno stato allotropico dell’O. gli stati allotropici di un elemento sono le diverse forme sotto cui si può trovare in natura un elemento. Per esempio l’Oesiiste in due forme (due diverse sostanze): l’O propriamente detto (O2) e sottoforma di ozono (O3). Così come il C esiste sotto forma di diamante e di grafite.
IDROCARBURI
composti binari fatti da
carbonio e idrogeno,
che costituiscono il petrolio.
Infatti esso è una miscela di idrocarburi.
Gli idrocarburi si trovano nel petrolio
e nei suoi derivati: benzina, gasolio, cherosene
ETILENE
C2H4 Nel C2H4 il C è ibridato s p2. Ogni
atomo di C utilizza uno dei suoi
orbitali ibridi di sp2 per formare il legame
con l’altro C e gli altri 2 orbitali ibridi per
legare gli atomi di H. Dunque la molecola
del C2H4 avente tutti gli atomi sullo stesso
piano è planare
ACETILENE
C2 H2

Il C è ibridato sp. Ogni C utilizza un orbitale
ibrido per formare il legame con l’altro C, l’altro
orbitale ibrido per legare l’H, i due orbitali
non ibridati di ogni C formano i legami .
Poiché i 4 atomi sono tutti sulla stessa retta,
la molecola è lineare.
LEGAME COVALENTE
Il legame covalente si definisce puro quando due atomi condividono allo stesso modo la coppia di elettroni, cioè passa tanto tempo su un atomo quanto su un altro, perché nessuno dei due ha tendenza ad attrarre la coppia di elettroni. Il legame sarà sicuramente puro quando due atomi sono uguali. Però potrebbe esistere anche tra atomi diversi purchè con la stessa tendenza ad attrarre elettroni.
Il legame è polare quando la coppia di elettroni è più attratta da un atomo che non dall’altro e passa più tempo su un atomo anziché un altro.
Sono legami polari anche l’Ne l’O.
Tra due atomi di elementi diversi sono possibili 3 diverse soluzioni di legame:
1. I due atomi hanno ugual tendenza ad attirare elettroni e tra di essi si forma legame covalente puro
2. Tra i due atomi uno dei due potrebbe avere più tendenza dell’altro ad attrarre elettroni su di sé e il legame è covalente polare
3. Tra i due atomi uno potrebbe strappare l’elettrone all’altro e il legame è ionico.
È dunque possibile prevedere la natura del legame conoscendo l’elettronegatività dei vari elementi. L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attirare su di sé la coppia di elettroni. Essa è espressa da un numero, i cui valori sono compresi tra un minimo di 0,7 fino a 4, che è il valore massimo. Il valore minimo si trova nel 1° gruppo (basso a sinistra) con il Cesio e il Francio, mentre il valore massimo si trova nel Fluoro. L’elettronegatività diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo. Per prevedere la natura del legame bisogna vedere la differenza di elettronegatività; infatti, se è alta (superiore a 1,7), il legame è ionico, se compresa tra 1,7 e 0,5, il legame è polare e se è inferiore a 0,5 è quasi puro. Tuttavia se la differenza è 0, il legame è puro.
MOLECOLE POLARI E APOLARI
Una molecola è polare quando in essa vi è un’asimmetrica distribuzione delle cariche elettriche, per cui nella molecola esiste un polo negativo in cui si concentrano le cariche negative (gli elettroni) e un polo positivo in cui gli elettroni scarseggiano.
Le molecole polari sono anche chiamate “dipoli” e le molecole apolari sono quelle che hanno una simmetrica disposizione delle cariche elettriche. Perché una molecola sia polare occorre innanzitutto (ma non solo) che abbia almeno un legame polare. Se non ci sono legami polari, ma ci sono solo legami puri la molecola è sicuramente apolare.
La molecola è polare perché essendo il legame H Cl polare vi è una maggior distribuzione di elettroni sul Cl e non sull’H e dunque c’è un polo positivo verso l’H e uno negativo verso il Cl. Se la molecola è biatomica e il legame è polare, la molecola sarà dunque sicuramente polare. Se la molecola pluriatomica e contiene dei legami polari, perché risulti essere una molecola polare occorre che la sua geometria molecolare non sia tale da annullare gli effetti dei legami polari in essa presenti.
Nella molecola dell’acqua esistono due legami polari. Poiché l’angolo di legame è di 104° i due legami non si annullano a vicenda e quindi tutta la molecola risulta polare con il polo negativo rivolto verso l’O e il polo positivo rivolto verso i due H. Lo stesso vale per l’ammoniaca. Invece, nell’CO2 pur essendoci legami polari questi si annullano a vicenda poiché disposti sulla stessa retta a 180° l’uno dall’altro, perciò la molecola risulta apolare.
FORZE O LEGAMI INTERMOLECOLARI
Le forze intermolecolari sono forze attrattive tra e una molecola e l’altra. Esistono tre tipi di forze:
1. Esistono le forze dipolo-dipolo, che sono le forze attrattive che esistono tra molecole polari. Esse consistono nell’attrazione che si esercita tra il polo positivo di una molecola e quello negativo della molecola vicina. Sono forze molto intense che spiegano molte proprietà. Ad esempio i liquidi polari hanno grazie a queste forze scarsa tendenza ad evaporare e quindi hanno bassa tensione di vapore e alto punto di ebollizione.
2. Forze o legami a ponte di H
Questi legami esistono quando nelle molecole interessate è presente l’H, legato con atomi molto elettronegativi e molto piccoli. Infatti, in questi casi l’H di una molecola si comporta quasi come un protone (ione) perché la coppia di elettroni di legame è molto spostata verso l’atomo elettronegativo e perciò risente dell’attrazione dell’atomo elettronegativo della molecola vicina. Dunque fa da ponte tra la molecola cui appartiene e la molecola vicina.
Tra le molecole dell’acqua esistono oltre alle forze dipolo-dipolo, anche i ponti di H e queste forze attrattive molto intense spiegano delle proprietà dell’H2O.
3. Forze o legami di Van der Wals o di Luton.

Esse sono forze legate alla fluttuazione degli elettroni e quindi sono presenti in tutte le molecole (sia polari che apolari). Però sono importanti ed efficaci solo nelle molecole apolari perché sono le uniche che qui esistono.
In una molecola può capitare che in un certo istante quasi tutti gli elettroni si vengono a trovare da una stessa parte e quindi questa molecola diventerà un dipolo istantaneo. Il dipolo istantaneo a sua volta farà spostare gli elettroni della molecola vicina in modo che questi si allontanino il più possibile dal polo negativo del dipolo istantaneo, dunque anche questa seconda molecola diventa un dipolo indotto. Tra le due si crea dunque una forza attrattiva anche se debole fluttuante istantanea, chiamata forze di Van der Wals. Questa forze sono deboli se le molecole sono piccole, ma la loro intensità aumenta all’aumentare del numero di elettroni presenti nella molecola e quindi all’aumentare della massa molecolare.
TEMP. AMBIENTE NUM. DI ELETTRONI MASSA MOLECOLARE
Gas F 18 38
Gas Cl 34 70
Liquido Br 70 160
Solido I 106 254
Poiché queste forze aumentano dal F allo I si spiega come mai alla stessa temperatura F e Cl sono gassosi (forze deboli), il Br è liquido (forze più intense) e lo I è solido (forze ancora più intense).
CLASSIFICAZIONE DEI SOLIDI CRISTALLINI
La classificazione si fa in base alla natura delle particelle che occupano le posizioni reticolari. Essi sono:
* Solidi ionici
* Solidi molecolari: le cui posizioni molecolari sono occupate da molecole. Es.: I2 e il ghiaccio (H2 O allo stato solido)
* Solidi metallici: le cui posizioni sono occupate da ioni positivi, circondati da una nube di elettroni
* Solidi covalenti o macromolecolari: le cui posizioni sono occupate da atomi uniti tra loro da legami covalenti, quasi a costituire un’unica grande molecola.
STRUTTURA DEL GHIACCIO
Il ghiaccio è costituito da tanti tetraedri uniti per i vertici. Ogni tetraedro ha un atomo di O al centro e 4 H ai vertici.
Dei 4 H, due sono legati con i legami covalenti all’O centrale. Gli altri invece appartengono a molecole vicine e quindi fanno solo da ponte di H. questa struttura tetraedrica tridimensionale delimita degli spazi e precisamente dei canali esagonali. Sono questi canali che spiegano la bassa densità del ghiaccio e i grande volume, che è dovuto proprio a questi spazi vuoti. Tra 0° e 4° avviene la distruzione di questa struttura, che è totale proprio a 4°, così a 4°, venendo a mancare i canali, le molecole si avvicinano al massimo e si ha il minimo volume e la massima densità. Dopo i 4° la velocità delle molecole aumenta e queste tendono a distanziarsi sempre più, perciò il volume aumenta.
SOLIDI METALLICI
I metalli sono tutti, tranne il Hg, solidi cristallini, caratterizzati da alcune spesiali proprietà, come la lucentezza e sono buoni conduttori di calore e di elettricità. Le posizioni reticolari sono occupate dagli ioni positivi, mentre gli elettroni persi da ciascun atomo sono delocalizzati (non si trovano nelle orbite) e sono liberi di muoversi nel reticolo cristallino costituendo tutti insieme una nube elettronica che si trova nel reticolo in continuo movimento.
La forza attrattiva tra gli ioni positivi e la nube elettronica negativa costituisce il legam metallico. La conducibilità elettrica, tipica dei metalli è dovuta alla presenza della nube elettronica delocalizzata; infatti, la corrente elettrica non è altro che un flusso continuo di elettroni che si muovono sempre dall’anodo verso il catodo
Quando si collega un conduttore metallico
ad un generatore di corrente (es.:una pila),
Polo positivo Polo negativo questo funziona come una pompa, capace
cioè di aspirare gli elettroni dall’anodo al
catodo. Il generatore di corrente fa orien–
tare la nube elettronica e trasforma il
flusso disordinato di elettroni in un flusso
orientato, che è la corrente.
SOLIDI COVALENTI
Esempi di solidi covalenti sono il diamante e la grafite, che sono due stati allotropici del Carbonio. Il diamante è la sostanza più dura che si conosca, mentre la grafite è una delle più tenere. La durezza è la resistenza a lasciarsi scalfire. Il diamante non conduce la corrente elettrica mentre la grafite è un buon conduttore. La grafite è untuosa al tatto, cioè lascia un segno sulle superfici su cui viene passata.
Struttura del diamante.
Il C è ibridato sp³, perciò il diamante è costituito da tanti tetraedri uniti per i vertici. Ogni tetraedro ha al centro un atomo di C e ai vertici 4 atomi di C. Dunque ogni C ha 4 legami covalenti. Tutti gli elettroni sono impegnati a formare legame e quindi non ci sono elettroni liberi che possano condurre l’elettricità. Il diamante è una sostanza molto dura perchè i legami covalenti che uniscono gli atomi sono molto forti
Struttura della grafite.
Il C è ibridato sp² e ogni C si lega con legami covalenti ad altri 3 C e si formano così degli esagoni di atomi di C, che si sviluppano tutti su un piano. Essa è costituita da tanti di questi piani sovrapposti. Tra un piano e l’altro ci sono solo le forze di Van der Wals, perciò la grafite è untuosa. Interi piani possono slittare su una superficie. Poiché l’ibridazione è sp² e ad ogni C resta un elettrone non impegnato nel legame chimico. Sono proprio tutti questi elettroni che costituiscono la nube elettronica delocalizzata che spiega la conducibilità elettrica
LE SOLUZIONI
Le soluzioni sono miscele omogenee di due o più sostanze. Una miscela è omogenea quando le due sostanze sono tra loro perfettamente miscibili e quindi la miscela ha in ogni punto le stesse proprietà e la stessa composizione chimica. È miscela omogenea acqua e zucchero (soluzioni), è eterogenea acqua ed olio. Perché due sostanze siano miscibili tra loro devono essere affini nel senso che devono avere le stesse caratteristiche per quanto riguarda le forze intermolecolari. Perciò si mescolano bene tra loro:
1. Due sostanze polari (H2O + alcool) perché le forze sono in entrambi i casi dipolo-dipolo e quindi le molecole dell’una sono attratte con il loro polo positivo anche dal polo negativo delle molecole dell’altra sostanza
2. Due sostanze apolari perché le forze sono in entrambi i casi di Van der Wals
3. Solido ionico e uno sostanza polare (NaCl in H2O), infatti le molecole polari dell’H2O circondano con i loro polo positivo gli ioni negativi Cl_ e con il loro polo negativo gli ioni positivi (Na +) e attraendoli disgregano il reticolo cristallino e portano gli ioni in soluzione. Le soluzioni più importanti sono le soluzione liquide quelle cioè ottenute sciogliendo in un liquido (acqua) o un solido (zucchero, sale) oppure un liquido ed un altro liquido (alcool) oppure un gas.
In una soluzione siste sempre un solvente e un soluto. In caso di dubbio si considera solvente la sostanze in maggior quantità.
CONCENTRAZIONE
La concentrazione è la quantità di soluto, sciolta in una quantità data di soluzione o solvente.
MOLARITÀ
È il numero di moli di soluto sciolta in un litro di soluzione
MOLALITÀ
È il numero di moli di soluto sciolte in un kg di solvente.
PROPRIETÀ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI
Le proprietà colligative delle soluzioni sono le proprietà che dipendono non dal tipo di particelle di soluto, ma solo dal numero di particelle.
1) Diminuzione della tensione di vapore
2) Pressione osmotica
3) Abbassamento del punto di congelamento
4) Aumento del punto di ebollizione
Diminuzione della tensione di vapore
Una soluzione ha la tensione di vapore più bassa rispetto al solvente puro. In una soluzione la superficie libera del liquido non è occupato solo dalle particelle di solvente (acqua), ma anche di soluto (zucchero) e perciò sono meno le particelle di solvente che possono evaporare e di conseguenza essendoci meno vapore, la tensione di vapore sarà minore.
Quando due recipienti di cui uno contenente il solvente B e l’altro contenente una soluzione sono separati da una membrana semipermeabile (una membrana che fa passare solo il solvente e non il soluto) si osserva un passaggio di H2O dal recipiente che contiene il solvente puro verso quello che contiene la soluzione. Questo passaggio di acqua è chiamato osmosi (passaggio di acqua) l’acqua che entra esercita una pressione chiamata pressione osmotica. Il fenomeno dell’osmosi si verifica anche quando la membrana semipermeabile separa due soluzioni a diversa concentrazione e allora l’acqua della soluzione più diluita (ipotonica) a quella più concentrata (ipertonica) finchè le due soluzioni non diventano isotoniche. Le membrane cellulari si comportano da membrane semipermeabili. Finchè il globulo rosso è nel plasma la sua concetrazione interna è uguale a quella del plasma (soluzione isotonica), quando il globulo rosso è immerso in H2O entra in esso e lo fa dilatare fino a scoppiare. Se invece viene immerso in una soluzione salina molto concentrata perde H2O e si raggrinzisce. Una soluzione qualunque congela ad una temperatura più bassa e bolle ad una temperatura più alta rispetto al solvente puro. Per esempio, se prepariamo soluzioni acquose diverse ma tutte in concentrazione ci accorgiamo che non congelano a 0°C ma a –1,86°C e non bollono a 100° ma a 100,52°. Dunque c’è tato una variazione del punto di congelamento e del punto di ebollizione. In oarticolare si osserva che indipendentemente dal soluto usato si ha una variazione di temperatura cioè un Δt di 1,86° per ogni mole di soluto (abbassamento del punto di congelamento) oppure di 0,52°C (innalzamento del punto di ebollizione)
Se però prepariamo soluzioni 1m di H2O e HCl , H2S, NaCl, Ca Cl2 il Δt non è 1,86° :
HCl Δt 1,86°x 2
H2S Δt 2°
NaCl Δt 1,86°x 2
CaCl Δt 1,86°x 3
Quando il soluto è una sostanza molecolare come lo zucchero, l’alcool o l’acetone, una mole di soluto libera un numero di Avogadro di particelle, quindi il Δt è 1,86°. Se in vece il soluto è una sostanza molecolare capace di ionizzare totalmente come HCl allora una mole non libera un numero di Avogadro di particelle, ma un numero doppio o triplo. La ionizzazione è totale quando tutte le molecole ionizzano. La ionizzazione è parziale se non tutte le molecole del soluto riescono a ionizzare, è questo il caso di H2S (acido solfidrico).
Supponiamo ad esempio che su 50 molecole solo 5 riescono a ionizzare: dunque in soluzione ci saranno in tutto 55 particelle (45 molecole + 10 ioni). Perciò una mole non libera 1 numero di Avogadro di particelle, ma un po’ di più.quindi il Δt è un po’ superiore a 1,86° (2°).
DISSOCIAZIONE

I solidi ionici in H2O dissociano, cioè di disgregano in ioni. Dunque una mole di NaCl libera 2 moli di ioni e il Δt è doppio. Una mole di CaCl2 libera 3 numeri di N e il Δt è triplo. Tutte le sostanze che in H2O librano ioni sono chiamati elettroliti. sono elettroliti i solidi ionici delle sostanze molecolari che ionizzano. Sono elettroliti forti quelle sostanze che liberano molti ioni e sono deboli quelli che liberano poche ioni (sostanze che ionizzano parzialmente). Le soluzioni degli elettroliti sono buoni conduttori di elettricità a differenza di soluzioni dei non elettroliti che non conducono elettricità.
CONDUCIBILITÀ ELETTRICA DELLE SOLUZIONI
Nel recipiente contenente la soluzione, vengono immerse 2 bacchette metalliche collegate ai poli di un generatore di corrente e nel circuito si inserisce una lampadina per vedere se c’è passaggio di corrente. Se prepariamo le seguenti soluzioni acqua e zucchero, acqua ed alcool, acqua ed acetone la lampadina non si accende, se prepariamo le seguenti soluzioni: acqua ed HCl, acqua e NaCl acqua e CaCl si accende. Se prepariamo la soluzione acqua e H2S si accende poco. È evidente che la soluzione conduce solo se ci sono ioni in soluzione. Infatti mentre nel circuito esterno gli elettroni vanno dall’anodo al catodo, in soluzione gli ioni positivi e negativi migrano verso gli elettroni di segno opposto. Gli ioni positivi vanno al catodo, mentre gli ioni negativi vanno verso l’anodo. Solo così il circuito è chiuso (completo) e la corrente può passare. Gli ioni positivi che vanno al catodo sono chiamati cationi e quelli negativi anioni. Nel caso degli elettroliti deboli il passaggio di corrente è limitato.
CLASSIFICAZIONE DELLE SOSTANZE
Acidi e Basi
Gli acidi sono tutte quelle sostanze che in H2O liberano ioni H (idrogenioni).
Le basi sono tutte quelle sostanze che in H2O liberano ioni OH- (ossidrile).
Tra le basi le principali sono gli idrossidi (solidi ionici in cui gli ioni positivi sono ioni metallici e quelli negativi sono ioni OH-. I principali idrossidi sono:
KOH Ca(OH)2
NaOH Al(OH)3
ACIDI
BINARI
o IDRACIDI
sono quegli idruri, che in
H2O liberano gli H+.
TERNARI
o OSSIACIDI
sono composti molecolari
ternari, costituiti da ossigeno, idrogeno
e un terzo elemento non metallico.
HNO3 ACIDO NITRICO
H2SO4 ACIDO SOLFORICO
H2CO3 ACIDO CARBONICO
H3PO4 ACIDO FOSFORICO
Messi in H2O ionizzano
HNO3 (H2 0) H+ NO3- COMPLESSO IONE NITRATO
H+ + H2 0 H3O+
Gruppo di atomi che ha
un eccesso di un difetto di cariche elettriche
di un segno rispetto a quelle di ogni
altro segno.
REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE
La reazione di neutralizzazione si ottiene mescolando un acido con una base, si forma sale più acqua. Mescolando una soluzione di acido nitrico con idrossido di Na, gli ioni H+ (liberati dall’acido) e gli ioni H- liberati dalla base danno insieme l’H2O mentre in soluzione restano gli ioni positivi e quelli negativi. Se si fa evaporare l’acqua, questi mettendosi insieme formano il solido ionico che chiamiamo sali.
Solidi ionici ottenuti
mescolando un acido e una base.
Mescolando una soluzione di acido nitrico con una soluzione di ossidodi sodio gli ioni H+ (liberati dall’acido) e gli ioni OH- (liberati dalla base) danno insieme l’ H2O mentre in soluzione restano ioni positivi e quelli negativi. Se si fa evaporare l’ H2O questi ioni positivi e negativi mettendosi insieme formano ilo solido ionico detto sale. Dunque i sali sono solidi ionici ottenuti da un acido e una base.
VELOCITÀ DELLE REAZIONI
Perché una reazione chimica avvenga, è necessario che le particelle dei reagenti entrino in collisione tra loro ed inoltre la collisione deve avvenire con energia sufficiente a rompere i vecchi legami per formare quelli nuovi. quest’energia è detta energia di attivazione. è l’energia minima necessaria perché gli urti siano efficaci. Esistono reazioni chimiche lente e reazioni molto veloci; tutto dipende dall’energia di attivazione della specifica reazione. Infatti, l’energia di attivazione va immaginata come una barriera da superare. Se l’energia di attivazione è bassa nell’unità di tempo saranno molte le particelle che si urtano con un energia almeno uguale all’energia di attivazione e dunque la reazione chimica sarà veloce. Se invece l’energia di attivazione è alta la reazione è lenta. L’energia di attivazione dipende innanzitutto dalla natura dei reagenti e quindi dall’entità dei legami che si devono rompere. Se poi i reagenti sono in un diverso stato di aggregazione dipende anche dalla superficie di contatto. Infatti maggiore è la superficie di contatto, maggiori sono le probabilità di collisione tra le particelle dei reagenti. Per accelerare la reazione chimica si possono usare due metodi:
* Aumentare la temperatura: le particelle avranno una maggior energia cinetica e quindi sarà maggiore anche il numero delle particelle che si urtano con energia pari o superiore all’energia di attivazione
* Usare un catalizzatore: un catalizzatore è una sostanza che partecipa alla reazione accelerandola, ma che compare inalterata al termine della reazione (per cui non è un reagente). Il catalizzatore partecipa alla reazione modificando il meccanismo di reazione, infatti, abbassa l’energia di attivazione. il catalizzatore si lega temporaneamente con uno dei reagenti e lo deforma in modo che i suoi legami chimici si rompono più facilmente. Il catalizzatore dunque forma un complesso temporaneo catalizzatore-reagemte per deformare tale reagente. Compiuta la sua missione compie lo stesso lavoro con un’altra particella. Le reazioni biologiche (quelle che avvengono negli organismi viventi sono accelerate da particolari catalizzatori chiamati enzimi)
ASPETTO ENERGETICO DELLE REZIONI CHIMICHE
Dal punto di vista energetico le reazioni possono essere esotermiche ed endotermiche.
Una reazione è esotermica quando libera calore, perché i prodotti di reazione hanno un contenuto energetico minore dei reagenti.
Nelle reazioni esotermiche l’energia si scrive a destra nella reazione chimica. Sono reazioni esotermiche tutte le reazioni di combustione. Le reazioni di combustione sono quelle reazioni in cui un combustibili (a base di Carbonio e Idrogeno) con l’Ossigeno dà H2O, CO2 e libera energia. La CO2 prodotta è causa dell’aumento dell’effetto serra, che si sta verificando sulla terra. Le reazione endotermiche invece assorbono calore (fotosintesi clorofilliana).