Scienze della materia

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Testo

LE TRASFORMAZIONI CHIMICHE 2
VARI TIPI DI TRASFORMAZIONI 2
REAZIONI DI SCOMPOSIZIONE 2
I CASI DI REAZIONI 2
LE LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA 3
legge della conservazione della massa 3
Legge delle proporzioni definite 3
Legge delle proporzioni multiple 3
GLI ATOMI E LE MOLECOLE 4
MASSA ATOMICA E MASSA MOLECOLARE 5
GLI ELEMENTI E I COMPOSTI 6
NOMI DELLE SOSTANZE CHIMICHE 7
OSSIDI 8
IDRURI 9
IDROSSIDI 10
ACIDI OSSIGENATI 10
RADICALI DEGLI ACIDI 10
SALI 10
LA MOLE: UN’IMPORTANTE UNITÀ DI MISURA 11
LE TRASFORMAZIONI CHIMICHE
Esistono due tipi di trasformazioni nelle materie:
- Le trasformazioni Fisiche che sono quelle trasformazioni che provocano
soltanto un cambiamento fisico delle materie senza alterarne le proprietà specifiche; questo tipo di trasformazione è temporaneo perché cessa al cessare della causa che l’ha prodotto.
- La trasformazione Chimica o reazione è qualunque trasmutazione durante la quale la materia modifica profondamente la sua composizione.
Le trasformazioni chimiche hanno spesso in comune diverse caratteristiche come ad esempio:
- Provocano la formazione di nuove sostanze
- Avvengono di solito con trasferimento d’energia
- Coinvolgono un riarrangiamento delle particelle di cui è costituita la materia.
Anche se non ci si accorge di niente le trasformazioni chimiche avvengono ogni giorno, per esempio il cuoco per ottenere una torta deve mischiare insieme vari ingredienti, il contadino opera trasformazioni chimiche nel terreno fertilizzandolo, ecc.
VARI TIPI DI TRASFORMAZIONI
La sostanza è una particolare materia avente una determinata composizione chimica che le conferisce caratteristiche o proprietà. Ad ogni sostanza può essere attribuito un nome che la differisce dalle altre.
Reazioni di scomposizione
si ottiene quando da una sostanza complessa se ne ottengono altre due, però, più semplici.
Le sostanze presenti prima della trasformazione sono dette reagenti, mentre quelle ottenute dopo la trasformazione sono dette prodotti di reazione.
I casi di reazioni
- Due sostanze A e B reagiscono fra di loro per dare due nuove sostanze C e D.
- Due sostanze A e B si uniscono reagendo per dare una sostanza AB; questo tipo di reazione viene anche chiamato Reazione di Sintesi
- Una sostanza AB può scindersi in due sostanze più semplici A e B; questo tipo di reazione vene anche chiamata Reazione di Decomposizione.
LE LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA
Nel 1783 il chimico francese A.L. Lavoisier cercò di misurare, il più accuratamente possibile, le masse dei reagenti e dei prodotti ottenuti attraverso una trasformazione chimica.
Convenne che se la trasformazione chimica avveniva in un recipiente chiuso la massa tra reagenti non subiva variazioni, nel senso che la massa complessiva delle sostanze ottenuto era esattamente uguale alla massa complessiva dei prodotti messi a reagire. Questo non succede se la trasformazione chimica avviene in un recipiente aperto, se prendiamo L’ossido di rame, ottenuto per arrostimento del carbonato di rame, sicuramente peserà meno se si lascia libera l’anidride carbonica che si sviluppa dalla trasformazione.
Lavoisier, quindi, formulò la LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA, che si può enunciare così:
IN UNA TRASFORMAZIONE CHIMICA NULLA SI CREA E NULLA
PUÒ ESSERE DISTRUTTO, OVVERO LA SOMMA DELLE
MASSE DEI PRODOTTI OTTENUTI È UGUALE ALLA SOMMA
DELLE MASSE DEI REAGENTI.
LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE
Nel 1799 J. Proust era intento allo studio dei minerali in vista di un loro potenziale sfruttamento, quindi si dedicò alla purificazione della pirite, un minerale assai noto e arrivò a dei risultati molto interessanti.
La sostanza da lui ottenuta conteneva sempre gli stessi elementi, ferro e zolfo, e che le loro quantità risultavano sempre in rapporto costante. Questo risultato fu uguale per qualunque composto preso in esame da Proust.
Questo portò alla formulazione della LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE:
GLI ELEMENTI CHE COSTITUISCONO UN COMPOSTO
PURO SONO SEMPRE PRESENTI SECONDO
RAPPORTI DI PESO DEFINITI E COSTANTI
Questo vuol dire che quando si vuole ottenere un composto le quantità di masse messe a reagire non possono essere approssimative ma devono rispettare rapporti ponderali ben precisi.
LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE
Pochi anni più tardi che Proust enunciò la sua legge J. Dalton, invece, dimostrò che è possibile far reagire due stessi elementi, secondo rapporti diversi, in modo da ottenere un composto differente. La regolarità e la riproducibilità dei dati osservati portarono Dalton a formulare la LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE che può essere enunciata così:
LE QUANTITÀ DI PESO DI UN ELEMENTO CHE SI
COMBINA CON LA STESSA QUANTITÀ DI UN
ALTRO PER FORMARE COMPOSTI DIVERSI
STANNO TRA LORO IN RAPPORTI SEMPLICI
ESPRIMIBILI CON NUMERI INTERI PICCOLI
GLI ATOMI E LE MOLECOLE
La materia è composta da atomi.
Secondo Dalton, quindi, l’atomo è la più piccola quantità di un elemento e può essere presente nei composti soltanto in multipli interi di queste quantità.
Ogni elemento è rappresentabile da un simbolo.
Per esempio per il carbonio C e per l’ossigeno O.
Quindi CO rappresenterà, in forma scritta, l’elemento ossido di carbonio e CO2 rappresenterà l’entità elementare dell’anidride carbonica, e saranno rispettivamente denominate “molecola” di …
Detto così sembrerebbe che gli elementi possano esistere soltanto come insieme di particelle formate da un solo atomo, e che solo i composti possano esistere come insiemi di molecole formate da più atomi.
Contrariamente esistono alcuni elementi che sono costituiti da atomi singoli, come ad esempio l’elio (He), il Neon (Ne) e l’argon (Ar).
Esistono altri sotto forma di particelle costituite da due atomi come l’idrogeno (H2), l’ossigeno (O2), l’azoto (N2), il fluoro (F2) ecc.

Infine altri sono costituiti da molecole formate da più di due atomi come: il fosforo (P4), l’arsenico (As4), lo zolfo (S8), e il selenio (Se8).
LE PIÙ PICCOLE PARTICELLE CHE, DA SOLE O
RIUNITE IN MOLECOLE, DANNO LUOGO
ALL’ELEMENTO SI DEFINISCONO
ATOMI
SI DEFINISCONO MOLECOLE LE PIÙ PICCOLE
PARTICELLE COSTITUITE DA PIÙ ATOMI,
UGUALI SE TRATTASI DI MOLECOLE D’ELEMENTI,
DIVERSI SE TRATTASI DI MOLECOLE DI COMPOSTI.
MASSA ATOMICA E MASSA MOLECOLARE
Accertata l’esistenza degli atomi, sorge spontanea l’esigenza di conoscerne le proprietà e, prima tra queste, la massa.
Determinare la massa assoluta di un atomo è impensabile, però si può determinare la massa relativa: stabilire cioè quante volte un atomo di un elemento pesa di più all’atomo di un “elemento campione”.
Oggi i chimici hanno concordato di scegliere come standard ufficiale il carbonio e precisamente l’isotopo 12C, a cui è attribuita la massa di 12 unità di massa atomica (u.m.a)
PER U.M.A S’INTENDE LA DODICESIMA
PARTE DELL’ATOMO DI CARBONIO 12C, CHE
MEDIANTE MISURE INDIRETTE, È STATA CALCOLATA PARI A:
1,66 10^-27 KG.
La massa relativa non è quindi la massa di un atomo espressa in grammi bensì un numero “puro”, in altre parole senza dimensioni, denominata massa atomica, anche se nel linguaggio comune è chiamato “peso atomico”.
Pertanto ricordando che la molecola è un aggregato di due o più atomi, la sua massa relativa può essere calcolata sommando le varie masse relative di tutti gli atomi che la costituiscono. Quello che si ottiene è la massa molecolare, che continua a essere chiamata impropriamente “peso molecolare”.
GLI ELEMENTI E I COMPOSTI
H = Idrogeno
He = Elio
H → è il + abbondante delle Galassie 60% delle masse stellari
He → è il 2° + abbondante
Tutti gli altri elementi rappresentano solo una piccola percentuale della massa totale
Nella crosta terrestre si trovano molti elementi ma solo pochi sono allo stato puro.
Degli 89 elementi trovati solo 10 costituiscono il 99% (il 1à è l’ossigeno 49,2% e il silicio 25,7%)
Tutti gli elementi si possono combinare tra loro rispettando, però, la loro valenza creando così un elemento stabile.
H non si lega mai con più di due atomi di altri due elementi.
La valenza è il numero di atomi di H che un atomo di un certo elemento è capace di legare
Esempi di composti ternari sono: Idorssidi ( NaOH, Ca(OH)2 )
Ossiacidi ( H2SO4, HNO3)
Sali ( Na2SO4, KNO3)
La formula chimica è la rappresentanza razionale che in maniera immediata ci informa di quanti elementi è costituito un composto, è formata da Simboli (elemento) Indice (valenza)
In oltre la formula chimica indica anche la composizione qualitativa e quantitativa
Qualitativa = Quali elementi sono presenti (quali)
Quantitativa = In che misure sono presenti (quanti)
C ha valenza 4
O ha valenza 2 (quindi 4 atomi di ossigeno x 1 atomo di carbonio)
Le proprietà di una sostanza dipendono dal tipo di atomi presenti nella sua composizione e dal loro rapporto di combinazione.
NOMI DELLE SOSTANZE CHIMICHE
Esistono tantissime sostanze che costituiscono la materia. Quindi bisogna classificarle seguendo dei criteri che ci permettono di distinguerle.
1° criterio di classificazione gli elementi, questi si suddividono in 3 grandi categorie.
- Metalli (Es.: magnesio)
-Non Metalli (Es.: zolfo)
-Semi Metalli (Es.: Silicio)
METALLI = Sono elementi luccicanti buoni conduttori di calore e di elettricità.
Sono i più numerosi + di 80
Caratteristiche: Solidi Malleabili (riducibili in lamine)
Duttili (riducibili in fili sottili e pieghevoli)
Tutti TRANNE il MERCURIO
NON METALLI = Il loro stato fisico varia da Aeriforme (Azoto, ossigeno, Cloro)
a Solido (zolfo, fosforo) e sono cattivi conduttori di calore e di corrente.
SEMI METALLI = Hanno caratteristiche intermedie tra i Metalli e non. Si usano soprattutto nei circuiti integrati e nella fabbricazione di transistor.
OSSIDI
Sono composti binari (2 elementi) di tutti gli elementi che si compongono con l’ossigeno. Quest’ultimo ha sempre valenza 2 e segue nella formula l’elemento con cui è combinato.
Gli ossidi si dividono in:
Ossidi Basici = Metallo + Ossigeno
La nomenclatura si legge “Ossido di …” e il nome del metallo legato
Si dividono dipendendo dalle valenze del metallo in:
Ossido …ico (valenza grande)
Ossido …oso (valenza piccola)
Ossido Ferroso Fe
O
Ossido Ferrico Fe
O
E ossidi Acidi o Anidridi.
Si dice ossido Acido o Anidrido quando l’elemento che entra in combinazione è un NON METALLO.
Per la nomenclatura degli ossidi Acidi valgono le stesse regole per gli ossidi basici.
Al posto di Ossido si può usare il termine Anidride seguito dal nome del NON METALLO finito in ICA o OSA.
3
P2O3 – Anidride fosforosa
Fosforo → P
5
P2O5 – Anidride fosforica
Ossigeno → O 2
IDRURI
Gli Idruri sono composti binari degli elementi con l’idrogeno. Se l’elemento legato è un metallo allora quest’ultimo precede l’idrogeno nella formula
Idrogeno → H →1
CaH2 = idruro di calcio
Calcio → Ca →2
Nel caso in cui l’elemento è un NON METALLO, nella formula sarà l’idrogeno a precedere l’altro elemento. Questi composti però essendo totalmente diversi dagli idruri vengono chiamati idracidi e la loro nomenclatura si forma aggiungendo “…idrico” alla radice dell’elemento preceduta dal termine acido.
Fluoro → F →1
HF = Acido Fluoridrico
Idrogeno → H →1
IDROSSIDI
Gli idrossidi sono composti ottenuti facendo reagire con acqua gli ossidi basici. Hanno tutti l’elemento comune …OH (ossidrile) con valenza corrispondente a quella del metallo. Il nome deriva da quello degli ossidi sostituendo ossido a con la parola idrossido.
Sodio → Na → 1
NaOH = Idrossido di Sodio
Ossidrile → OH → 1
ACIDI OSSIGENATI
Gli acidi Ossigenati od ossiacidi si possono ottenere aggiungendo acqua ai rispettivi ossidi acidi. Sono quindi composti ternari le cui formule sono scritte nel seguente ordine :idrogeno, non metallo e ossigeno. La nomenclatura che prende il nome dalle anidridi corrispondenti e sostituiscono la parola Anidride con Acido.
H 1
N2O3 → Anidride Nitrosa → AcidoNitroso N 1,2,3,4,5 HNO2
O 2
RADICALI DEGLI ACIDI
Se si immagina di togliere uno o più idrogeni da una molecola di idracido o di ossiacido si ottiene un raggruppamento la cui valenza dipende dal numero di idrogeni. Questi raggruppamenti vengono chiamati impropriamente Radicali degli acidi vengono denominati sostituendo la desinenza “oso” con “ito” la desinenza “ico” con “ato” e la desinenza “idrico” con “uro”.
SALI
I sali si ottengono sostituendo in parte o totalmente gli idrogeni di una molecola d’acido con uno o più metalli.
Per esempio: dall’acido H2SO4 , sostituendo i suoi idrogeni con metalli monovalenti con K— (Potassio), si ottiene il sale K2SO4; per sostituzione con metalli bivalenti, come il
Ca = si ottiene il sale CaSO4. In generale la formula è scritta da una parte metallica che viene scritta prima e da un radicale acido che viene scritta dopo. Il nome del sale neutro è deducibile dal nome del radicale dell’acido da cui deriva seguito dal nome del metallo.
LA MOLE: UN’IMPORTANTE UNITÀ DI MISURA
La formula chimica esprime in che rapporto si combinano gli atomi degli elementi che lo compongono e di conseguenza il loro rapporto ponderale, espresso in u.m.a. Tale misurazione non può essere effettuata in un laboratorio perché un u.m.a. e pari a
1,66 * 10-27kg, quantità che nessuna bilancia è in grado di pesare. Bisogni, quindi, usare un’insieme di particelle la cui massa totale risulti pesabile.
Il rapporto 4:1 tra le masse degli atomi di due elementi è sempre valido e non dipende dal numero di atomi presi in considerazione. Pertanto si può dire che:
SE LE QUANTITÀ DI DUE O PIÙ ELEMENTI SONO ESPRESSI
NELLA STESSA UNITÀ DI MASSA E NELLO STESSO
RAPPORTO DELLE LORO MASSE ATOMICHE,
CONTENGONO LO STESSO NUMERO DI ATOMI
In particolare si sa che 64g di Cu, 16g di O ma anche 1g di H, 12g di C, 14g di N e analogamente per tutti gli altri elementi, contengono lo stesso numero di atomi.
Questo numero è stato calcolato ed è: 6,023*1023. Esso viene indicato con N ed è chiamato numero di Avogadro. Bisogna però prestare attenzione perché N è un numero spaventosamente grande; basta pensare che N palline da tennis ricoprirebbero l’intera crosta terrestre e anche per un certo spessore; quindi questo numero è utilizzabile solo con particelle veramente piccole come gli atomi, le molecole. Secondo la nomenclatura ufficiale (IUPAC):
LA MOLE È LA QUANTITÀ DI UN SOTSANZA CHE
CONTIENE TANTE ENTITÀ ELEMENTARI
QUANTI SONO GLI ATOMI PRESENTI
IN : 12G DI 10C
Le entità elementari possono essere atomi, molecole o qualsiasi altro tipo di particelle.
Si può, pertanto, dire che una mole di qualsiasi sostanza è quella quantità di sostanza che contiene 6,023*1010 particelle e la sua massa, espressa in grammi, corrisponde alla sua massa atomica o molecolare e sostituisce i termini ormai superati di grammo-atomo o grammo –molecola.
Si può dire che la mole, per il chimico, è unità di misura fondamentale. Essa in fatti, permette di stabilire il numero delle moli contenute in una determinata quantità di sostanza, e viceversa, di calcolare il numero di particelle in essa contenute.
La massa in grammi di una mole prende il nome di massa molare e le sue dimensioni sono misurate in g/mol. Vi sono, quindi, due modi di leggere una formula: uno in termini di atomi e l’altro in termini di moli
Manuel Boitano Guietti 06/30/10
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