Il linguaggio della chimica. Per il secondo biennio delle Scuole superiori. Con e-book. Con espansione online [Secondo Biennio] 8891916919, 9788891916914

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INSIEME VERSO IL

INCLUSIONE SOSTENIBILITÀ COMPETENZE

Problem solving Agenda ONU 2030 Video tutorial

Giovanni Casavecchia

IL LINGUAGGIO DELLA CHIMICA I modelli

Secondo biennio

Giovanni Casavecchia

IL LINGUAGGIO DELLA CHIMICA Secondo biennio

Progettazione e coordinamento editoriale Laura Regli

Coordinamento ricerca iconografica Valentina Favata

Redazione e ricerca iconografica Laura Regli

Coordinamento di realizzazione e controllo tecnico-grafico Franco Barbero

Correzione bozze Oscar Lusso

Coordinamento multimediale Daniela Ruprecht

Progetto grafico Sandra Soi - Milano;

Segreteria di redazione Enza Menel

Impaginazione Essegi s.n.c. - Torino Illustrazioni Essegi s.n.c. - Torino Grafie (Luca Tible) - Cuneo Progetto di copertina Studio Dispari - Milano Realizzazione e controllo della copertina Mirko Quartesan Immagine di copertina Shutterstock/ korkeng; Login

L’Editore ringrazia Fernando De Paola e Luca Scarzella per la revisione e la risoluzione degli esercizi.

Pearson supports the SDGs. https://www.un.org/sustainabledevelopment/

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978 88 9191 6914 A Per i passi antologici, per le citazioni, per le riproduzioni grafiche, cartografiche e fotografiche appartenenti alla proprietà di terzi, inseriti in quest’opera, l’editore è a disposizione degli aventi diritto non potuti reperire nonché per eventuali non volute omissioni e/o errori di attribuzione nei riferimenti. È vietata la riproduzione, anche parziale o ad uso interno didattico, con qualsiasi mezzo, non autorizzata. Le fotocopie per uso personale del lettore possono essere effettuate nei limiti del 15% di ciascun volume dietro pagamento alla SIAE del compenso previsto dall’art. 68, commi 4 e 5, della legge 22 aprile 1941, n. 633. Le riproduzioni effettuate per finalità di carattere professionale, economico o commerciale o comunque per uso diverso da quello personale possono essere effettuate a seguito di specifica autorizzazione rilasciata da CLEARedi, Corso di Porta Romana 108, 20122 Milano, e-mail [email protected] e sito web www.clearedi.org

Stampato per conto della casa editrice presso Litopat S.p.A. Industria Grafica, Bassone (VR), Italia Ristampa 0 1 2 3 4 5 6 7 8

Anno 20 21 22 23 24 25

Un progetto che mette al centro libri di testo e servizi di qualità, con un approccio fortemente inclusivo. Che pone grande attenzione al tema della sostenibilità e a quello delle competenze per il lavoro. Che promuove una scienza per tutti, aperta a ognuno, senza differenze di genere. Una formazione scientifica di eccellenza per i cittadini e i lavoratori di domani.

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Sostenibilità

Competenze

Inclusione

Tre parole chiave per il nostro futuro Il 2030 è la data che l’ONU ha fissato come traguardo per il raggiungimento dei 17 Obiettivi fondamentali che costituiscono l’Agenda 2030 per lo sviluppo sostenibile. L’Agenda supera l’idea che la sostenibilità sia un tema riferito soltanto all’ambiente e amplia la visione integrando sostenibilità ambientale, economica, sociale e istituzionale. Pearson si sente parte attiva e responsabile in tale processo e pensa che al raggiungimento della meta debbano contribuire tutti, ognuno secondo le proprie attitudini e potenzialità: affinché il mondo di domani sia inclusivo è necessario oggi il rispetto delle differenze e la valorizzazione dei talenti in ogni forma. Il sentiero che porta a un mondo sostenibile non è facile da tracciare in una società in continua trasformazione; per percorrerlo conteranno sempre di più le cose che sappiamo e le cose che sappiamo fare, ma soprattutto saranno cruciali le cosiddette soft skills, cioè le competenze relazionali, creative e comunicative. Se saremo cittadini e lavoratori consapevoli, capaci di vivere responsabilmente nella società, molto dipenderà da che cosa abbiamo imparato a scuola. Per questo al centro di tutti i progetti e di tutti i servizi che Pearson propone ci sono le tre parole chiave sostenibilità, competenze e inclusione, sviluppate nell’ambito delle discipline e in percorsi pluridisciplinari anche attraverso attività di laboratorio e risorse multimediali.

È a partire dai banchi di scuola che si costruisce la società del futuro.

Pearson per la sostenibilità Lavoriamo concretamente per ridurre l’impatto ambientale dei nostri prodotti e delle nostre attività • La nostra carta è prodotta sostenendo il ciclo naturale: per ogni albero tagliato, un altro viene piantato • Il cellofan è realizzato con plastiche da recupero ambientale o riciclate • Gli inchiostri sono naturali e atossici

• I nostri libri sono prodotti in Italia: l’impatto del trasporto è ridotto al minimo • Nelle nostre sedi abbiamo attivato un piano pro-ambiente: eliminazione della plastica, limitazione del consumo energetico, riduzione dell’uso di carta, raccolta differenziata potenziata

LE RISORSE DIGITALI DEL LIBRO ACCESSIBILI, SEMPLICI DA USARE, RICCHE DI CONTENUTI

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Il libro digitale interattivo per tutti i dispositivi Con Libro liquido è possibile: • studiare su computer, tablet e smartphone: il testo è liquido, si adatta a qualunque dispositivo • personalizzare la lettura: selezionare tipologia e dimensione del carattere, scegliere lo sfondo • utilizzare le molteplici funzionalità: ascoltare la lettura del testo, annotare, evidenziare Attiva il codice studente in copertina su pearson.it/place

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L’app per studiare e ripassare usando lo smartphone e il tablet Con MYAPP Pearson gli studenti possono: • inquadrare i QRcode del libro per attivare i contenuti multimediali • rivedere i concetti chiave della lezione, ripassare ascoltando gli audio, svolgere gli esercizi interattivi, verificare la preparazione all’interrogazione Scarica l’app su smartphone o tablet da App Store per IOS o Play Store per Android

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Presentazione Il progetto nasce dall’esperienza in classe dell’autore ed è strutturato su più livelli: si parte sempre dalla semplice osservazione dei fenomeni per arrivare alla formalizzazione dei concetti ponendo grande attenzione al calcolo chimico e al problem solving. È un processo che avviene con gradualità, lo studente non è mai lasciato solo: la presenza di numerosi aiuti allo studio lo guidano in un viaggio entusiasmante attraverso il mondo microscopico (e non solo) della chimica. La materia si presta a effettuare collegamenti con quasi tutti gli Obiettivi dell’AGENDA ONU 2030, di cui si approfondiscono diversi aspetti e si forniscono vari spunti di riflessione.

Leggibilità Il testo è chiaro e ricco di spunti tratti dalla vita reale. L’attenzione al linguaggio ha lo scopo di rendere inclusivo il progetto, aiutando tutti gli studenti a destreggiarsi con la chimica. Gli spunti di vita reale sono motivanti e stimolano l’interesse degli studenti.

Problem solving Nel testo ci sono molti problemi svolti che aiutano lo studente a capire le richieste iniziali, a individuare la strategia risolutiva e infine a trovare la soluzione. Si insiste sul calcolo chimico con la finalità di sviluppare capacità di analisi, di logica e di ragionamento. I problemi Fai pratica più significativi sono corredati da Video tutorial realizzati dall’autore e mostrano passo-passo la risoluzione del problema.

Per agevolare la comprensione della procedura risolutiva, alcuni problemi sono accompagnati da uno schema, che permette di individuare le diverse fasi della procedura stessa.

Aiuto allo studio La sintesi e la mappa, di cui sono forniti come materiali digitali rispettivamente la versione audio e quella stampabile, sono strumenti inclusivi che aiutano lo studente a organizzare le informazioni e a visualizzare un percorso che colleghi gli argomenti principali del capitolo.

VI

In alcuni esercizi è proposta in digitale la costruzione guidata dei grafici mediante l’uso di Excel.

Esegui gli esercizi Oltre alle consuete attività sulle conoscenze e sulle abilità (di cui si fornisce una versione interattiva) si offre uno spazio più articolato per allenare le competenze trasversali comuni a tutte le discipline scientifiche: leggere un testo/un grafico, interpretare dati, ragionare, collaborare, esporre.

AGENDA ONU 2030 I temi affrontati approfondiscono alcuni dei sottopunti degli Obiettivi dell’Agenda ONU, rifacendosi a conoscenze apprese nello studio del capitolo. La proposta è ricca di spunti che invitano l’insegnante ad affrontare l’argomento in classe.

Allenati per l’Università

Schede di laboratorio

Al termine dei capitoli 6, 11 e 14 è proposta una selezione di domande provenienti dai test di ammissione alle facoltà di Medicina e Odontoiatria, Veterinaria e Professioni sanitarie degli ultimi anni.

Nelle aperture sono segnalate le schede di laboratorio, disponibili in formato digitale, inerenti agli argomenti del capitolo.

VII

Indice NEL LIBRO DIGITALE

1 1 2 3 4 5 6

Gli atomi e le particelle subatomiche La scoperta delle particelle subatomiche La struttura degli atomi Il nucleo atomico La massa atomica Gli ioni Cenni di chimica nucleare

Schede di laboratorio (p. 28), Mappa stampabile (p. 45), Prova con Excel (p. 50) 2 2 5 7 9 12 16

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

20 21

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

22 22 24

AGENDA ONU 2030 Il cappellaio matto

26

VERIFICA le conoscenze

27

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 26), Video tutorial (p. 11, 15), Problema svolto (p. 18), Audiosintesi (p. 20), Esercizi interattivi (p. 22), Verifica interattiva (p. 27)

NEL LIBRO DIGITALE

In più La radioattività (p. 16), Da dove arriva l’energia (p. 19), Mappa stampabile (p. 21),

3 1 2 3 4 5 6

Dal modello di Bohr al modello a orbitali

54

La necessità di un nuovo modello La teoria ondulatoria della luce La teoria corpuscolare della luce Il modello atomico di Bohr Il dualismo onda-particella La configurazione elettronica degli atomi

54 55 59 62 65 73

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

76 77

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

78 78 80

AGENDA ONU 2030 Think like a molecule!

82

VERIFICA le conoscenze

83

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 82), Video tutorial (p. 61), Problema svolto (p. 67, 72), Audiosintesi (p. 76), Esercizi interattivi (p. 78), Verifica interattiva (p. 83)

NEL LIBRO DIGITALE

2

Schede di laboratorio (p. 54), In più Gli spettri a righe (p. 58), Mappa stampabile (p. 77)

Il linguaggio della chimica e la mole

28

1 Simboli e formule 2 La quantità chimica: la mole 3 Formula molecolare e composizione percentuale

28 31

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

44 45

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

46 46 49

AGENDA ONU 2030 La Rivoluzione verde

52

VERIFICA le conoscenze

53

MYAPP

38

Video Giochiamo con le moli (p. 35), Agenda 2030 (p. 52), Video tutorial (p. 37, 39, 41, 43), Audiosintesi (p. 44), Esercizi interattivi (p. 46), Verifica interattiva (p. 53)

VIII

4

Struttura atomica e periodicità

1 La struttura elettronica degli atomi e la tavola periodica 2 Le proprietà periodiche 3 Andamento periodico e proprietà degli elementi Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

84 84 88 93 96 97

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

98 98 100

AGENDA ONU 2030 Green New Deal

102

VERIFICA le conoscenze

103

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 102), Video tutorial (p. 91), Audiosintesi (p. 96), Esercizi interattivi (p. 98), Verifica interattiva (p.103)

NEL LIBRO DIGITALE

AGENDA ONU 2030 MOF

182

VERIFICA le conoscenze

183

Allenati per l’UNIVERSITÀ Capitoli da 1 a 6

184

MYAPP

Schede di laboratorio (p. 84), Mappa stampabile (p. 97), Prova con Excel (p. 101)

Video Agenda 2030 (p. 182), Video tutorial (p. 162), Audiosintesi (p. 176), Esercizi interattivi (p. 178), Verifica interattiva (p.183)

NEL LIBRO DIGITALE

5

I legami chimici

104

1 2 3 4 5 6 7 8

Perché si formano i composti I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto I legami chimici Il legame ionico Il legame covalente Il legame metallico La geometria molecolare Le nuove teorie del legame: il legame di valenza e gli orbitali molecolari

104 106 108 110 115 125 126

130

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

138 139

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

140 140 143

AGENDA ONU 2030 Ideonella sakaiensis 201-F6

146

VERIFICA le conoscenze

147

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 146), Video tutorial (p. 111, 119, 123), Audiosintesi (p. 138), Esercizi interattivi (p. 140), Verifica interattiva (p. 147)

NEL LIBRO DIGITALE

In più La valenza ionica (p. 112), Mappa stampabile (p. 139), Prova con Excel (p. 143)

In più Le leggi dei gas (p. 152), L’impacchettamento degli atomi (p. 167), Fullerene e nanotubi (p. 168), I passaggi di stato (p. 175), Mappa stampabile (p. 177), Prova con Excel (p. 180)

7

Il nome e la classificazione dei composti

186

1 La necessità di fissare delle regole 2 Le formule chimiche e il numero di ossidazione 3 Le formule dei composti binari 4 I composti binari dell’ossigeno 5 I composti binari senza ossigeno 6 Gli ioni 7 I composti ternari 8 I sali

187 191 193 196 198 201 206

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

212 213

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

214 214 216

AGENDA ONU 2030 10 Luglio 1976, ore 12.37

218

VERIFICA le conoscenze

219

186

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 218), Video tutorial (p. 190, 203), Problema svolto (p. 189), Audiosintesi (p. 212), Esercizi interattivi (p. 214), Verifica interattiva (p. 219)

6 1 2 3 4 5

NEL LIBRO DIGITALE

Le forze intermolecolari e gli stati fisici della materia

148

Le forze intermolecolari Le proprietà dello stato gassoso Le proprietà dei liquidi Le proprietà e la classificazione dei solidi I diagrammi di fase

148 152 159 165 175

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

176 177

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

178 178 180

In più Ossidi anfoteri, perossidi e superossidi (p. 195), I nomi degli ossidi (p. 195), La chimica di coordinazione (p. 199), Mappa stampabile (p. 213), Prova con Excel (p. 216)

IX

8

Le proprietà delle soluzioni

220

1 Le caratteristiche delle soluzioni 2 La concentrazione delle soluzioni 3 Le proprietà colligative

220 224 232

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

242 243

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

244 244 247

AGENDA ONU 2030 Quadro 2030

250

VERIFICA le conoscenze

251

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 250), Video tutorial (p. 228, 237), Problema svolto (p. 231), Audiosintesi (p. 242), Esercizi interattivi (p. 244), Verifica interattiva (p. 251)

NEL LIBRO DIGITALE

Schede di laboratorio (p. 220), In più Il fattore energetico nella formazione delle soluzioni (p. 223), Mappa stampabile (p. 243), Prova con Excel (p. 247)

10 La termodinamica

nelle reazioni chimiche

1 2 3 4 5

Le reazioni e l’energia Il primo principio della termodinamica Energia interna, calore e lavoro: l’entalpia Il secondo principio della termodinamica L’energia libera di Gibbs

280 280 283 286 294 298

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

300 301

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

302 302 305

AGENDA ONU 2030 2018: un Nobel verde!

308

VERIFICA le conoscenze

309

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 308), Video tutorial (p. 289, 290, 293, 299), Problema svolto (p. 283, 290, 296), Audiosintesi (p. 300), Esercizi interattivi (p. 302), Verifica interattiva (p. 309)

NEL LIBRO DIGITALE

9

Calcolare la quantità delle sostanze: la stechiometria

Schede di laboratorio (p. 280), In più Il calore di reazione (p. 283), Le reazioni di combustione (p. 284), Il calorimetro (p. 287), Entalpia di formazione standard ed entropia molare standard di alcune sostanze (p. 296), Mappa stampabile (p. 301), Prova con Excel (p. 307) 252

1 I rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche 2 I diversi tipi di reazioni chimiche

252 264

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

270 271

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

272 272 275

AGENDA ONU 2030 La primavera silenziosa

278

VERIFICA le conoscenze

279

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 278), Video tutorial (p. 259, 262), Problema svolto (p. 269), Audiosintesi (p. 270), Esercizi interattivi (p. 272), Verifica interattiva (p. 279)

NEL LIBRO DIGITALE

Schede di laboratorio (p. 252), Mappa stampabile (p. 271)

X

11 Velocità di reazione

ed equilibrio chimico

1 2 3 4 5 6 7

La velocità di reazione L’equazione cinetica e l’ordine di reazione La teoria degli urti L’equilibrio chimico La costante di equilibrio Il principio di Le Châtelier Gli equilibri di solubilità

310 310 314 317 323 326 333 337

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

344 345

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

346 346 350

AGENDA ONU 2030 9 Dicembre 1977

352

VERIFICA le conoscenze

353

Allenati per l’UNIVERSITÀ Capitoli da 7 a 11

354

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 352), Video tutorial (p. 331, 332, 343), Problema svolto (p. 343), Audiosintesi (p. 344), Esercizi interattivi (p. 346), Verifica interattiva (p. 353)

NEL LIBRO DIGITALE

Schede di laboratorio (p. 310), In più Tabella delle costanti di equilibrio (p. 327), Relazione tra Kp e Kc (p. 329), Mappa stampabile (p. 345), Prova con Excel (p. 350)

Video Agenda 2030 (p. 432), Video tutorial (p. 415, 417), Audiosintesi (p. 424), Esercizi interattivi (p. 426), Verifica interattiva (p. 433)

NEL LIBRO DIGITALE

Schede di laboratorio (p. 396), In più Pile e accumulatori (p. 412), Mappa stampabile (p. 425)

14 Cenni di chimica organica

12 Gli equilibri acido-base

356

1 2 3 4 5 6

356 362 364 367 376 381

Le teorie acido-base Soluzioni acide, basiche e neutre La scala del pH Acidi e basi forti e deboli L’idrolisi e le soluzioni tampone Le titolazioni acido-base

MYAPP

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

386 387

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

388 388 392

AGENDA ONU 2030 Il “divino” zolfo!

394

VERIFICA le conoscenze

395

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 394), Video tutorial (p. 366, 368, 372), Audiosintesi (p. 386), Esercizi interattivi (p. 388), Verifica interattiva (p. 395)

NEL LIBRO DIGITALE

Schede di laboratorio (p. 356), In più Tabella con il calcolo del pH per la curva di titolazione (p. 385), Mappa stampabile (p. 387), Prova con Excel (p. 393)

434

1 La chimica del legame carbonio-carbonio 2 La rappresentazione delle molecole organiche 3 Gli idrocarburi 4 Gli alcani 5 Gli alcheni 6 Gli alchini

440 442 443 448 451

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

452 453

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

454 454 456

AGENDA ONU 2030 Bioraffinerie

458

VERIFICA le conoscenze

459

434

Allenati per l’UNIVERSITÀ Capitoli da 12 a 14 460

MYAPP

Video Agenda 2030 (p. 458), Video tutorial (p. 444, 450), Problema svolto (p. 451), Audiosintesi (p. 452), Esercizi interattivi (p. 454), Verifica interattiva (p. 459)

NEL LIBRO DIGITALE

In più I cicloalcani (p. 443), Le proprietà fisiche di alcani e cicloalcani (p. 443), Conformazioni e reattività degli alcani (p. 443), Isomerie, reattività e proprietà fisiche degli alcheni (p. 448), Isomerie, proprietà fisiche e reattività degli alchini (p. 451), Mappa stampabile (p. 453)

13 Ossidoriduzioni

ed elettrochimica

1 2 3 4

Le reazioni di ossidoriduzione Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione L’elettrochimica L’elettrolisi e le leggi di Faraday

396 396 400 408 419

Ripassa con la SINTESI Organizza le idee con la MAPPA

424 425

Esegui gli ESERCIZI Conoscenze/Abilità Competenze

426 426 430

AGENDA ONU 2030 SENTIERI

432

VERIFICA le conoscenze

433

Formulario

462

MYAPP

Formulario Formule dirette, inverse e unità di misura (p. 462)

Tavole periodiche

466

Indice analitico

467

Referenze iconografiche

469

NEL LIBRO DIGITALE Soluzioni degli esercizi

CAPITOLO

1

CONTENUTI

Gli atomi e le particelle subatomiche 1 La scoperta delle particelle subatomiche 2 La struttura degli atomi 3 Il nucleo atomico 4 La massa atomica 5 Gli ioni 6 Cenni di chimica nucleare

1

La scoperta delle particelle subatomiche

Le proprietà elettriche della materia Gli antichi greci avevano scoperto che un frammento di ambra, strofinato su un panno, attirava piume e paglia sminuzzata. Possiamo riprodurre questa esperienza strofinando una biro su un panno di lana e poi avvicinandola a dei pezzettini di carta: la carta è attirata dalla biro. Alla base di questi fenomeni c’è una proprietà della materia chiamata carica elettrica che può essere: • positiva (+) per i corpi che si comportano come il vetro; • negativa (−) per i corpi che si comportano come l’ambra o la plastica. Due oggetti di vetro carichi positivamente (+ e +) si respingono (Figura 1a); lo stesso avviene tra due oggetti di resina carichi negativamente (− e −, Figura 1b). Al contrario, un oggetto di vetro e uno di ambra, dopo essere stati strofinati, si attraggono, perché hanno cariche di segno opposto (+ e −, Figura 1c).

+

+

–

a

2

–

+

b

–

c

← Figura 1

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

Gli elettroni sono particelle con carica negativa Nel 1858 il fisico tedesco Heinrich Geissler costruì un tubo di vetro, al cui interno saldò due lamine di metallo, gli elettrodi, collegate a un generatore di corrente. Inserendo dei gas a bassa pressione e fornendo corrente agli elettrodi, si generava una scarica elettrica di colore diverso a seconda del gas: rosso per i vapori di idrogeno, giallo-rosso per l’azoto ecc. Tra il 1860 e il 1890 lo scienziato inglese William Crookes mise a punto un’apparecchiatura che prese il nome di tubo Crookes. Nei suoi esperimenti, Crookes osservò che, se la pressione del gas era molto bassa, la scarica scompariva e la parte di tubo opposta all’elettrodo con carica negativa (il catodo) diventava fluorescente (Figura 2). anodo

catodo

← Figura 2

alla pompa a vuoto

Crookes ipotizzò che la fluorescenza fosse dovuta a raggi sconosciuti, emessi dal catodo, che interagivano con il vetro del tubo, perciò li chiamò raggi catodici. Dallo studio dei raggi catodici si comprese che (Figura 3): • i raggi si propagano in linea retta, infatti proiettano l’ombra di un oggetto che li intercetta (Figura 3a); • devono avere carica negativa perché, in presenza di due piastre con carica opposta, sono deviati verso la piastra positiva (Figura 3b); • non sono raggi, ma fasci di particelle, perché mettono in movimento un mulinello che si trova sulla loro traiettoria (Figura 3c). Nella materia, dunque, esistono particelle con carica negativa.

← Figura 3

catodo

a anodo

b

e–

catodo

anodo

piastra carica negativamente

e–

e–

e–

c

e–

e–

piastra carica positivamente

anodo

mulinello

e–

e–

e–

e–

catodo

3

Nel 1897 il fisico inglese Joseph J. Thomson (1856-1940, Figura 4) riuscì a determinare il rapporto tra la massa e la carica di queste particelle. Egli scoprì che tale rapporto era sempre uguale e non dipendeva né dal gas né dalla natura degli elettrodi. Ciò significava che gli atomi di tutti gli elementi contengono le stesse particelle negative, a cui successivamente fu dato il nome di elettroni; in questo libro li indicheremo con il simbolo e−. L’elettrone è una particella fondamentale della materia, con massa 9,109 · 10−31 kg; per convenzione, alla carica dell’elettrone si assegna il valore −1 (in coulomb, vale 1,6 · 10−19 C).

↑ Figura 4

I protoni sono particelle con carica positiva Utilizzando un tubo di Crookes opportunamente modificato, si osservò che anche l’elettrodo con carica positiva (cioè l’anodo) emetteva raggi, che furono chiamati raggi anodici. Risultarono essere particelle con carica positiva, ma il loro rapporto carica/massa non era sempre lo stesso. Nel 1911 fu misurata la carica di queste particelle, che risultò uguale a quella dell’elettrone, ma di segno opposto. Si arrivò così alla scoperta dei protoni (indicati con il simbolo p+); a ogni protone si assegna la carica convenzionale +1. A questo punto, il modello atomico di Dalton era superato; gli atomi non sono indivisibili, bensì sono costituiti da particelle più piccole: gli elettroni (negativi) e i protoni (positivi). Di norma, gli atomi sono neutri perché le cariche dei protoni e quelle degli elettroni si neutralizzano a vicenda. Detto in altri termini, in un atomo neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni.

ENGLISH

• elettrone electron • neutrone neutron • protone proton

I neutroni sono particelle prive di carica Alcuni anni più tardi, nel 1932, si scoprì che nel nucleo degli atomi si trovano anche i neutroni (indicati con i simboli n o n0), che possiedono una massa circa uguale a quella di un protone e sono privi di carica. Le particelle subatomiche e le loro proprietà sono riportate nella Tabella 1.

← Tabella 1 proprietà delle particelle subatomiche.

Le particelle subatomiche Particella

Simbolo

Carica relativa

Massa (kg)

protone

p o p+

+1

1,673 · 10−27

neutrone

n o n0

0

1,675 · 10−27

elettrone

e−

−1

9,109 · 10−31

Protoni e neutroni sono tenuti insieme nel nucleo da una forza molto intensa che agisce tra coppie di particelle poste a brevissima distanza, detta forza nucleare (Figura 5a). È questa forza che tiene insieme i nuclei, nonostante la repulsione elettrostatica che agisce tra i protoni (Figura 5b). forze di attrazione nucleare tra i componenti di un nucleo

a

4

forze di repulsione tra i protoni

b

↑ Figura 5

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 come si è arrivati a ipotizzare che l’atomo possieda cariche elettriche? 2 che cosa sono i raggi catodici? elenca le principali caratteristiche. 3 Quali sono le differenze tra raggi catodici e anodici? 4 elenca quali sono le particelle subatomiche e per ciascuna indica la carica che possiede. 5 perché la massa di un atomo è determinata dai suoi protoni e neutroni?

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

2

La struttura degli atomi

Il modello atomico di Thomson Nel 1904 Thomson propose un nuovo modello atomico che lui stesso definì a plum pudding, dal nome di un dolce natalizio inglese simile al panettone. Secondo tale modello, gli elettroni sono distribuiti in modo casuale, ma abbastanza uniforme, all’interno di una sfera omogenea di carica positiva (Figura 6). Gli elettroni sono presenti in numero sufficiente per bilanciare la carica positiva dispersa nella sfera atomica. Per questo motivo, l’atomo è complessivamente neutro.

Il modello di Thomson divenne poco credibile dopo la scoperta della radioattività. Nel 1896, infatti, Becquerel scoprì che un sale di uranio sprigionava radiazioni in grado di lasciare tracce su una lastra fotografica. A pochi anni di distanza, Marie Curie isolò un nuovo elemento chimico, il radio (Ra), anch’esso in grado di emettere radiazioni simili all’uranio. Marie Curie chiamò radioattività questa particolare proprietà. Per approfondire le conoscenze sulla natura di queste radiazioni, il neozelandese Ernest Rutherford (1871-1937, Figura 7) progettò un dispositivo costituito da un blocco di piombo, in cima al quale era stato praticato un foro e sul fondo del quale era stato posizionato un pezzo di sale d’uranio (Figura 8).

(–)

e– e–

e–

e–

e– e–

Il modello atomico di Rutherford

α

sfera con carica positiva

γ

β

e–

e–

e– e–

e–

↑ Figura 6

lastra fotografica (+)

fucile atomico

↑ Figura 7

sale di uranio

← Figura 8

Le radiazioni emesse dal sale erano sottoposte all’azione di un campo elettrico e individuate grazie a una lastra fotografica. I risultati dell’esperimento permisero a Rutherford di scoprire che la radioattività era imputabile a tre tipi di radiazioni: • i raggi alfa (α), particelle di materia cariche positivamente; • i raggi beta (β), particelle di materia cariche negativamente; • i raggi gamma (γ), elettricamente neutri e di diversa naraggio tura rispetto ai precedenti. lamina di particelle alfa di metallo Rutherford decise quindi di testare la validità del modello atomico di Thomson attraverso una nuova apparecchiatura (Figura 9): nel cilindro di piombo del suo dispositivo collocò del radio, elemento chimico che emette particelle alfa (+), sorgente e lo orientò in direzione di una sottilissima lamina d’oro. di particelle alfa Opposta alla lamina, posizionò una lastra in grado di emet↑ Figura 9 tere fluorescenza (cioè lampi di luce) se colpita.

schermo

5

I risultati dell’esperimento si possono riassumere così: • la maggior parte delle particelle alfa attraversa la lamina d’oro senza subire alcuna deviazione; • alcune particelle sono deviate di un angolo più o meno ampio; • pochissime rimbalzano e tornano indietro (deviazione di 180°). Da tali risultati Rutherford capì che il modello di Thomson, secondo il quale l’atomo era formato da un insieme omogeneo e compatto di elettricità negativa e positiva, non era corretto. Se fosse stato valido quel modello tutte le particelle alfa avrebbero attraversato la lamina d’oro senza subire alcuna deviazione (Figura 10): la distribuzione omogenea delle cariche positive e negative nell’atomo non avrebbe influenzato la traiettoria delle particelle alfa. Rutherford, pertanto, nel 1911 propose un nuovo modello atomico costituito da un nucleo positivo situato al centro dell’atomo, formato da uno o più protoni, e da una zona esterna al nucleo nella quale sono presenti gli elettroni, che ruotano attorno a esso (Figura 11). Nel modello di Rutherford le traiettorie percorse dagli elettroni sono chiamate orbite. Per l’analogia con il Sistema solare, in cui i pianeti ruotano attorno al Sole (Figura 12), il modello atomico di Rutherford è anche detto modello planetario.

particelle alfa

↑ Figura 10

← Figura 12

elettrone

nucleo

orbita

↑ Figura 11 La deviazione della traiettoria di alcune particelle nell’esperimento di Rutherford trova quindi una logica interpretazione (Figura 13): • le particelle alfa che attraversano la lamina d’oro e passano vicino al nucleo sono deviate poiché entrambe hanno carica positiva, quindi si respingono; • le particelle che trovano sulla propria traiettoria il nucleo sono respinte, cioè rimbalzano indietro; • le particelle che passano a una certa distanza dal nucleo non subiscono alcuna deviazione. Rutherford, inoltre, riuscì a calcolare il raggio del nucleo atomico e il raggio atomico medio: il primo è pari a circa 10−15 m mentre il secondo è di circa 10−10 m, cioè circa centomila volte più grande. Da questi valori deriva che la materia nell’atomo di Rutherford occupa solo una minima parte ed è concentrata soprattutto nel nucleo; l’atomo è quindi sostanzialmente vuoto! Per comprendere la differenza tra le due dimensioni, possiamo utilizzare la seguente analogia: se il nucleo fosse grande quanto un mirtillo, affinché la proporzione sia rispettata, l’atomo dovrebbe essere grande quanto un campo da calcio.

6

nucleo

↑ Figura 13 PREPARATI ALLA VERIFICA 6 elenca le differenze principali tra il modello atomico di thomson e quello di rutherford. 7 spiega che cos’è il nucleo atomico. 8 che cosa s’intende per modello planetario dell’atomo?

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

3

Il nucleo atomico

Ora sappiamo che l’atomo è composto da protoni, elettroni e neutroni. Per esempio, l’atomo di carbonio, l’elemento fondamentale della vita, è costituito da 6 elettroni e da un nucleo con 6 protoni e alcuni neutroni. Tutti gli atomi di carbonio hanno 6 protoni nel nucleo; questo numero li rende diversi dagli atomi di ogni altro elemento. Dato che le 6 cariche positive dei protoni bilanciano le 6 cariche negative degli elettroni, l’atomo di carbonio è complessivamente neutro. I neutroni sono particelle prive di carica, perciò non hanno alcun effetto sulla carica totale dell’atomo.

Il numero atomico L’identità di un elemento è definita dal numero di protoni contenuti nel suo nucleo. Per esempio, ogni atomo con 5 protoni è un atomo di azoto, mentre ogni atomo con 26 protoni è un atomo di ferro. ENGLISH

Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto numero atomico. Il numero atomico è indicato con la lettera Z.

numero atomico atomic number

Il numero atomico dell’azoto, che ha 5 protoni, è Z = 5; quello del ferro, che ha 26 protoni, è Z = 26. In un atomo neutro, il numero atomico corrisponde anche al numero di elettroni (cioè al numero di cariche negative) presenti: l’azoto, che ha Z = 5, ha 5 protoni e 5 elettroni, mentre il ferro, che ha Z = 26, ha 26 protoni e 26 elettroni. La somma delle cariche in entrambi i casi è zero. Dato che il numero di protoni è ciò che rende gli elementi differenti l’uno dall’altro, al variare di Z varia l’elemento chimico (Tabella 2). Numero atomico

Simbolo chimico

Nome elemento chimico

Z=1

h

idrogeno

Z=2

he

elio

Z=6

c

carbonio

Z = 11

Na

sodio

Z = 12

mg

magnesio

Z = 16

s

zolfo

Z = 17

cl

cloro

Z = 29

cu

rame

← Tabella 2 Numeri atomici di alcuni elementi.

Il numero di massa Gli atomi di uno stesso elemento non sono tutti uguali tra loro: essi hanno tutti lo stesso numero di protoni, ma possono avere un diverso numero di neutroni. Per esempio, esistono tre diversi tipi di atomi di carbonio: con 6 neutroni (Figura 14a), con 7 neutroni (Figura 14b) e con 8 neutroni (Figura 14c). 6 neutroni

6 e–

a

7 neutroni

6e–

b

8 neutroni

6 e–

c

← Figura 14

7

La somma del numero di protoni e neutroni in un atomo è detta numero di massa. Il numero di massa è indicato con la lettera A.

ENGLISH

numero di massa mass number

Nel caso di un atomo di carbonio con 6 neutroni: A = Z (numero di protoni) + N (numero di neutroni) = 6 + 6 = 12 Gli atomi che hanno lo stesso numero atomico (Z), ma diverso numero di massa (A), sono chiamati isotopi.

ENGLISH

isotopo isotope

L’isotopo del carbonio con numero di massa 12 si chiama carbonio-12; l’isotopo con 7 neutroni si chiama carbonio-13; l’isotopo con 8 neutroni si chiama carbonio-14, è instabile ed è impiegato per determinare l’età delle rocce e dei fossili. Anche se hanno masse leggermente diverse, i tre isotopi del carbonio hanno praticamente lo stesso comportamento chimico. Per distinguere un particolare isotopo dagli altri, si utilizza un simbolo nucleare, che indica in modo sintetico il numero di protoni e neutroni contenuti nel suo nucleo. Per esempio, i simboli per i tre isotopi del carbonio sono:

¹²₆C

¹³₆C

¹⁴ ₆C

numero di massa (numero di protoni + numero di neutroni)

a

numero atomico (numero di protoni)

prozio

PROBLEMA SVOLTO

1 Determinare il numero di protoni a partire dal numero di massa Un atomo di sodio (simbolo Na) ha numero di massa 23. Sapendo che il sodio ha 11 elettroni, determina quanti protoni e quanti neutroni contiene il nucleo.

b

RISOLVI

il numero di massa (a) è dato dalla somma del numero atomico (Z) e del numero di neutroni (N):

deuterio

a=Z+N il numero atomico è dato dal numero di protoni presenti nel nucleo, che è uguale al numero di elettroni. il sodio ha 11 elettroni, quindi ci sono 11 protoni nel nucleo; pertanto, Z = 11.

c

Calcola il numero di neutroni è: N = a − Z = 23 − 11 = 12

trizio

↑ Figura 15

FAI PRATICA

2 Un atomo di zolfo (Z = 16) ha numero di massa 32. Quanti neutroni ci sono nel suo nucleo? Quanti elettroni ci sono attorno al suo nucleo?

[16]

Quindi, diversamente da quanto aveva ipotizzato Dalton, gli elementi non sono fatti di atomi tutti uguali tra loro poiché la maggior parte di quelli esistenti in natura è costituita da miscele di isotopi. Nel caso dell’idrogeno, i suoi tre isotopi hanno nomi e simboli particolari: l’isotopo con un protone e privo di neutroni si chiama prozio (simbolo H, Figura 15a), l’isotopo con un neutrone si chiama deuterio (D, Figura 15b) e l’isotopo con 2 neutroni si chiama trizio (T, Figura 15c).

8

PREPARATI ALLA VERIFICA 9 Definisci il numero atomico (Z) e il numero di massa (a). 10 che cosa sono gli isotopi? 11 che cos’è la miscela isotopica di un elemento?

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

4

La massa atomica

Alla fine del XIX secolo, la scoperta della radioattività e le ricerche sugli elementi permisero di evidenziare il ruolo del protone e del neutrone nelle differenti masse degli atomi appartenenti alla stessa miscela isotopica. Il rapporto tra la massa del protone (o del neutrone) e quella dell’elettrone ci fa capire come la massa dell’atomo dipenda esclusivamente dalle particelle del nucleo: massa protone __________ 1,673 · 10 g __________ = = 1836 −24

massa elettrone

9,109 · 10−28 g

Protoni e neutroni sono 1836 volte più pesanti degli elettroni! Possiamo dunque affermare che la massa dell’atomo dipende soprattutto dalla somma delle masse delle particelle che si trovano nel nucleo, poiché gli elettroni danno un contributo trascurabile (1836 volte inferiore a quella di un protone). La massa atomica assoluta, espressa in kg (o in g), è un numero molto piccolo; perciò è stata introdotta l’unità di massa atomica (simbolo u). L’unità di massa atomica (u) corrisponde esattamente a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12.

ENGLISH

unità di massa atomica atomic mass unit

1 u = 1,661 · 10−27 kg La massa atomica relativa del carbonio-12 è perciò uguale a 12 u. Un singolo protone (o un neutrone) ha una massa di circa 1 u. La massa atomica, espressa in unità di massa atomica, indicato con il simbolo Ar, è un valore relativo perché deriva dal confronto tra la massa di un atomo e la massa scelta come riferimento (cioè 1/12 della massa del carbonio-12). Quindi, per esempio, dato che un atomo di elio ha una massa atomica relativa di circa 4 u, possiamo dire che la massa dell’atomo di elio è 1/3 della massa di un atomo di carbonio-12 (che vale 12 u).

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare la massa assoluta di un atomo Calcola la massa (in kg) dell’atomo di sodio-23, che ha massa atomica relativa 22,9898 u. RISOLVI

Dati

Incognite

ar sodio-23 = 22,9898 u

msodio-23 (kg) = ?

sappiamo che 1 u è uguale a 1,661 · 10−27 kg. Quindi, per calcolare la massa del sodio (in kg), puoi impostare una proporzione: 1 u : 1,661 · 10−27 kg = 22,9898 u : msodio-23 kg

1 atomo ha massa 1,0552 · 10−25 kg

1 u = 1,661 · 10−27 kg

Calcola la massa di un atomo di sodio-23 è: 22,9898 u · 1,661 · 10−27 kg msodio-23 = ______________________ = 3,819 · 10−26 kg 1u

imposta la proporzione

FAI PRATICA

4 Calcola la massa atomica relativa (in u) del rame-63, sapendo che un atomo ha massa 1,0552 · 10−25 kg. Suggerimento: vedi schema a fianco.

1 u : 1,661 · 10−27 = x : 1,0552 · 10−25

[63,53 u] ×

9

Gli isotopi e la massa di un elemento Il fluoro (F) e il fosforo (P) hanno un solo isotopo; la maggior parte degli elementi, però, è presente in natura sotto forma di miscela di isotopi distribuiti secondo una ben determinata composizione percentuale, chiamata abbondanza relativa. Per esempio, il cloro è una miscela di due isotopi: cloro-35 (al 75,77 %) e cloro-37 (al 24,23%). Questo significa che in ogni campione di cloro, circa il 76% degli atomi è cloro-35 mentre il restante 24% è cloro-37 (Figura 16). Quando si determina sperimentalmente la massa atomica di un elemento, si considera il contributo di tutti gli isotopi che fanno parte della miscela isotopica naturale. La massa atomica di un elemento è la massa media dei suoi atomi, espressa in unità di massa atomica.

cloro-35 (75,77%)

↑ Figura 16 ENGLISH

massa atomica atomic mass

La massa atomica dell’elemento è calcolata come una media pesata, che tiene conto di ogni isotopo con la sua abbondanza relativa: (Ar isotopo 1 · %isotopo 1) + (Ar isotopo 2 · %isotopo 2) + ... + (Ar isotopo n · %isotopo n) Ar media = ______________________________________________________ 100 Le masse atomiche di tutti gli elementi sono state determinate con elevata precisione grazie a uno spettrometro di massa (Figura 17). Questo strumento fornisce anche l’abbondanza relativa dei diversi isotopi che formano la miscela naturale.

PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare la massa atomica di un elemento di cui è nota la composizione isotopica La miscela isotopica naturale del cloro ha la seguente composizione: cloro-35 (75,77%) e cloro-37 (24,23%). Calcola la massa atomica del cloro sapendo che la massa atomica relativa di ciascun isotopo è, nell’ordine: 34,9686 u e 36,9670 u. RISOLVI

Dati ar cloro-35 (75,77%) = 34,9686 u ar cloro-37 (24,23%) = 36,9670 u

Incognite ar media cloro = ?

prima di procedere al calcolo, rifletti su questa domanda: il valore medio della massa atomica sarà più vicino a 35 o a 37? Valuta le percentuali degli isotopi nella miscela. il cloro-35 è presente al 75,77%, mentre il cloro-37 è presente al 24,23%; su 100 atomi, poco meno di 76 hanno massa 34,9686 u, mentre circa 24 hanno massa 36,9670 u. Gli atomi del cloro-37 sono più pesanti, ma sono presenti in numero minore. È probabile che la media sia un valore più prossimo a 35 che a 37. per il calcolo della media pesata, devi applicare la seguente relazione: (ar cloro-35 · %cloro-35) + (ar cloro-37 · %cloro-37) ar media cloro = _______________________________ 100

Calcola inserisci i valori forniti dal problema ed effettua il calcolo: (34,9686 u · 75,77) + (36,9670 u · 24,23) ar media cloro = _________________________________ = 35,45 u 100

Controlla il risultato come previsto, il risultato si avvicina di più a 35 che a 37.

10

cloro-37 (24,23%)

↓ Figura 17

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

FAI PRATICA

6 Il magnesio ha tre isotopi naturali, come riportato in tabella. Isotopo

Massa atomica relativa (u)

Abbondanza isotopica (%)

magnesio-24

23,99

78,70

magnesio-25

24,99

10,13

magnesio-26

25,98

11,17

Calcola la massa atomica media del magnesio nella miscela naturale. [24,31 u]

VIDEO TUTORIAL

PROBLEMA SVOLTO

7 Determinare la massa atomica media di un elemento Analizza il grafico e calcola la massa atomica media del boro (B).

Abbondanza isotopica (%)

100 80 60 40 20 0 0

2

4

6

8

10

12

Massa atomica relativa (u)

RISOLVI

Dal grafico è possibile ricavare alcune informazioni: • ciascun picco corrisponde a un isotopo; quindi gli isotopi rilevati dallo strumento per il boro sono due; • dall’ascissa (x) di ogni picco si ricava la massa atomica relativa di ciascun isotopo, rispettivamente 10 e 11; • dall’ordinata (y) si ricava l’abbondanza percentuale di ciascun isotopo: boro-10 (19%), boro-11 (81%).

Calcola a questo punto hai tutte le informazioni necessarie per calcolare la massa atomica media: (ar boro-10 · %boro-10) + (ar boro-11 · %boro-11) ___________________ (10 · 19) + (11 · 81) = = 11 u ar media boro = ______________________________ 100 100

FAI PRATICA

8 Usando la tabella costruisci il grafico dell’abbondanza isotopica rispetto alla massa atomica relativa per i due isotopi del cloro. Isotopo

Massa atomica relativa (u)

Abbondanza isotopica (%)

cloro-35

34,97

75,77

cloro-37

36,98

24,23

PREPARATI ALLA VERIFICA 12 Dai una definizione di unità di massa atomica. 13 spiega che cos’è la massa atomica di un elemento.

11

5

Gli ioni

La particella subatomica più interessante, dal punto di vista chimico, è l’elettrone. Per spiegare la reattività di un elemento, cioè la sua tendenza a legarsi con altri elementi e formare composti, è sufficiente considerare il comportamento degli elettroni più esterni, cioè gli elettroni di valenza (come vedremo sono quelli che appartengono al livello energetico più esterno). Se un atomo perde elettroni, le cariche positive dei protoni non sono più bilanciate: l’atomo diventa uno ione con carica positiva (o catione). Viceversa, se un atomo acquista elettroni, le cariche negative degli elettroni prevalgono su quelle positive dei protoni: l’atomo diventa uno ione con carica negativa (o anione). L’atomo che cede o acquista elettroni perde la sua neutralità. ENGLISH

Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, che ha perso o acquistato elettroni.

ione ion

Per esempio, il sodio (Na; Z = 11) è un elemento piuttosto instabile e cede facilmente un elettrone trasformandosi in catione: protoni elettroni carica totale

Na → 11 11 0

Na+ + 11 10 +1

e−

−1

L’atomo di sodio ha 11 protoni (e 11 elettroni); quando reagisce, cede un elettrone e diventa uno ione sodio (simbolo Na+), che ha una carica positiva (Figura 18). 10 elettroni

e–

11 elettroni 11 protoni

perde un elettrone 11 protoni

← Figura 18

ione Na+, un catione

atomo di sodio

Il cloro è un gas di colore tenue e di odore pungente, molto reattivo e molto tossico, (Cl; Z = 17) che tende ad accettare un elettrone, trasformandosi in anione: protoni elettroni carica totale

Cl + 17 17 0

e−

−1

→

Cl− 17 18 −1

L’atomo di cloro ha 17 protoni (e 17 elettroni); quando reagisce, acquista un elettrone e diventa uno ione cloruro (simbolo Cl−), che ha una carica negativa (Figura 19).

e−

17 elettroni

18 elettroni

17 protoni

17 protoni

acquista un elettrone

atomo di cloro

ione Cl−, un anione

↑ Figura 19 Fai attenzione! La carica di uno ione è scritta in alto a destra del simbolo dell’elemento; essa è indicata scrivendo ad apice il numero delle cariche cedute o acquistate seguito dai segni + e −: si scrive 2+ se lo ione ha 2 cariche positive (Ca2+) oppure 2− se lo ione ha due cariche negative (O2−). Il numero 1 è omesso (come in Na+ e Cl−).

12

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

PROBLEMA SVOLTO

9 Determinare le particelle subatomiche in uno ione Gli atomi di molti elementi essenziali per l’organismo sono assunti con i cibi in forma ionica. Identifica quali e quante sono le particelle subatomiche presenti nello ione 40Ca2+ sapendo che Z = 20. RISOLVI

puoi determinare il numero di neutroni facendo la differenza tra il numero di massa e il numero atomico: a − Z. lo ione calcio ha due cariche positive, quindi deriva da un atomo di calcio che ha perso 2 elettroni.

Calcola 1. Z = 20 Nello ione ca2+ ci sono 20 protoni. 2. e− = Z − 2 = 20 − 2 = 18 (l’elemento calcio ha perso 2 elettroni ed è passato da 20 a 18 cariche negative, ca2+). 3. N = a − Z = 40 − 20 = 20 →

Ca (calcio)

Ca2+

protoni

20

20

elettroni

20

18

carica totale

0

+2

+

2e−

Fai attenzione! Quando si forma uno ione, ciò che viene ceduto o acquistato è sempre l’elettrone, mai il protone.

FAI PRATICA

10 Determina il numero di protoni, elettroni e neutroni dello ione 56Fe3+ sapendo che

[p = 26; e− = 23; n = 30]

Z = 26.

↓ Figura 20

Oltre agli ioni formati da un solo atomo, esistono anche ioni poliatomici come lo ione carbonato che forma la calcite (Figura 20): tali ioni sono costituiti da gruppi di atomi legati insieme, dotati di carica elettrica (Tabella 3; Figura 20). Alcuni ioni

Carica

idrogenione (o protone), sodio, potassio

h ; Na ; K

+1

calcio, magnesio

ca2+; mg2+

+2

alluminio

al3+

+3

fluoruro, cloruro, ioduro

F ; cl ; i

−1

ossido, solfuro

o2−; s2−

−2

+

+

−

−

+

−

Alcuni ioni poliatomici ammonio

Nh4+

idrossido, nitrato

oh ; No

carbonato, solfato

co32−; so42−

−

↑ Tabella 3 alcuni ioni comuni.

− 3

CO 23–

PREPARATI ALLA VERIFICA

+1

14 che cos’è uno ione?

−1

15 in che modo si forma un catione?

−2

16 in che modo si forma un anione?

13

Come rappresentare atomi e ioni La lingua italiana è formata da centinaia di migliaia di vocaboli che si compongono con le 21 lettere dell’alfabeto. Anche la chimica ha un suo linguaggio, fatto di elementi e composti che sono rappresentati da simboli e formule. Tutti i composti sono costituiti a partire dalla combinazione di circa 90 elementi naturali. Oltre a questi vi sono alcuni elementi artificiali, cioè ottenuti in laboratorio e non presenti in natura. Gli elementi chimici sono classificati e raggruppati nella tavola periodica, ideata dal chimico russo Dmitrij Ivanovicˇ Mendeleev (1834-1907, Figura 21). All’interno della tavola periodica, gli elementi sono rappresentati da simboli che possono essere scritti in due modi: • con una sola lettera dell’alfabeto in stampatello maiuscolo: N (azoto), C (carbonio), S (zolfo), O (ossigeno) ecc.; • con due lettere dell’alfabeto, la prima maiuscola e la seconda minuscola: Li (litio), Ca (calcio), Na (sodio) ecc. In questo caso, le lettere sono entrambe pronunciate: il simbolo del calcio è “ci-a”, quello del sodio “enne-a” ecc. Per ogni elemento, oltre al simbolo e/o al nome, la tavola periodica può riportare altre informazioni: alcune, come il numero atomico Z e la massa atomica, le conosciamo già, altre, come i numeri di ossidazione o la configurazione elettronica, li vedremo in seguito. Gli elementi presenti nella tavola periodica sono “sistemati” secondo il numero atomico (Z) crescente, organizzati in una griglia in cui possiamo individuare delle righe orizzontali, i periodi, e delle colonne verticali, i gruppi. Nella tavola periodica (Figura 22) ci sono 7 periodi (7 righe orizzontali): il numero di ciascun periodo ci dice quante orbite ci sono negli atomi degli elementi che lo compongono e, quindi, qual è la sua orbita più esterna. Tutti gli elementi appartenenti al primo periodo hanno una sola orbita, quelli del secondo due ecc. Se ci muoviamo lungo un periodo, da sinistra verso destra, incontriamo gli elementi che, uno dopo l’altro, “riempiono” man mano la loro orbita più esterna. gruppi

ENGLISH

tavola periodica periodic table

↑ Figura 21

ENGLISH

• gruppi groups • periodi periods

↓ Figura 22

IA 1

VIII A 18 2

1

1

H

3

4

1,008

III A 13

IV A 14

VA 15

VI A 16

VII A 17

3

4

5

6

7

8

9

10

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne 20,18

idrogeno

2

litio

berillio

boro

carbonio

azoto

ossigeno

fluoro

9,012

10,81

12,01

14,01

16,00

19,00

11

12

13

14

15

16

17

18

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

IV B 4

VB 5

VI B 6

VII B 7

neon

sodio

magnesio

8

10

IB 11

fosforo

zolfo

cloro

argon

24,31

VIII B 9

silicio

22,99

III B 3

26,98

28,09

30,97

32,07

35,45

39,95

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

II B 12

alluminio

potassio

calcio

scandio

titanio

vanadio

cromo

manganese

ferro

cobalto

nichel

rame

zinco

gallio

germanio

arsenico

selenio

bromo

cripton

39,10

40,08

44,96

47,88

50,94

52,00

54,94

55,85

58,93

58,69

63,55

65,39

69,72

72,61

74,92

78,96

79,90

83,80

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

Rb

38

39

54

rubidio

stronzio

ittrio

zirconio

niobio

molibdeno

tecnezio

rutenio

Ru

Rh

rodio

palladio

argento

cadmio

indio

stagno

antimonio

tellurio

iodio

xenon

85,47

87,62

88,91

91,22

92,91

95,94

(98)

101,1

102,9

106,4

107,9

112,4

114,8

118,7

121,8

127,6

126,9

131,3

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

Cs

Ba

bario

lantanio

La

Hf

afnio

tantalio

tungsteno

W

Re

renio

osmio

iridio

platino

Pt

Au oro

mercurio

tallio

piombo

bismuto

polonio

astato

radon

132,9

137,3

138,9

178,5

180,9

183,9

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

200,6

204,4

207,2

209,0

(210,0)

(210,0)

(222,0)

87

88

89

104

105

106

107

108

109

110

111

112

Fr

Ra

radio

attinio

rutherfordio

dubnio

seaborgio

bohrio

hassio

Mt

Ds

Rg

Cn

(223)

226,0

227,0

(261)

(262)

(263)

(262)

(265)

(268)

(269)

(272)

(285)

6

7

elio

4,003

6,941

37

5

He

II A 2

cesio

francio

periodi

Sr

Y

Ac

LANTANIDI

Zr

Rf

Nb Ta

Db

14

Sg

Tc

Bh

Os

Hs

Ir

Pd

Ag

Cd

Hg

In

Tl

Sn

Pb

Sb Bi

114

Po

I

At

Xe 86

Rn

116

Fl

Lv

flerovio

meitnerio darmstadio roentgenio copernicio

Te

livermorio

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

71

Ce

Pr

Nd

Pm

promezio

Sm

samario

Eu

europio

Gd

gadolinio

Tb

terbio

Dy

disprosio

Ho

olmio

Er

erbio

Tm tulio

Yb

itterbio

Lu

lutezio

140,1

140,9

144,24

(145)

150,4

152,0

157,3

158,9

162,5

164,9

167,3

168,9

173,0

175,0

90

91

92

93

94

95

96

97

98

99

100

101

102

103

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm curio

Bk

berkelio

Cf

californio

Es

einstenio

Fm

fermio

Md

mendelevio

No

nobelio

Lr

laurenzio

(247)

(247)

(251)

(252)

(257)

(256)

(259)

(260)

cerio

ATTINIDI

Mo

praseodimio neodimio

torio

protoattinio

uranio

nettunio

plutonio

americio

232,0

231,0

238,0

237,0

(244)

(243)

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

IA Dato che le proprietà chimiche di un elemento dipendono dalla dispo1 1 sizione degli elettroni nelle orbite, è importante imparare a disegnare H III A IV A VA VI A II A idrogeno 2 13 14 15 16 la disposizione degli elettroni negli atomi. Per il momento prendiamo 5 6 7 8 3 4 Li Be B C N O in considerazione i primi 20 elementi chimici (Figura 23) e proviamo litio berillio boro carbonio azoto ossigeno 13 14 15 16 11 12 a rappresentare l’elio (24 He), l’elemento chimico che ha Z = 2 e A = 4 e Na Mg Al Si P S sodio magnesio alluminio silicio fosforo zolfo che si trova nel primo periodo. Seguiremo questa procedura: dovre19 20 mo sistemare al centro il nucleo formato da protoni e neutroni e, nelK Ca potassio calcio la zona esterna, gli elettroni che percorrono l’orbita circolare. ↑ Figura 23 Vediamo nel dettaglio quali sono i passaggi per rappresentare l’atomo di elio. 1. Dal numero atomico Z e dal numero di massa A possiamo calcolare quali e quante particelle ci sono nel nucleo: • Z = 2, cioè 2 protoni nel nucleo; • A = 4, cioè 2 neutroni nel nucleo. 2. Dato che nella tavola periodica l’elio si trova nel primo periodo, esso avrà una sola orbita da riempire. 3. Dal numero atomico si deduce il numero di elettroni da inserire nelle orbite: l’elio n n ha 2 elettroni e una sola orbita. La rappresentazione dell’atomo di elio è quindi quella in Figura 24. Fai attenzione! Sulla prima orbita puoi sistemare al massimo 2 elettroni; sulla seconda e sulla terza orbita, per i primi 20 elementi, puoi inserire al massimo ↑ Figura 24 8 elettroni. 1,008

6,941

9,012

22,99

24,31

39,10

40,08

10,81

26,98

12,01

28,09

14,01

30,97

16,00

32,07

VIII A 18 2

VII A 17

He elio

4,003

9

10

F

Ne

19,00

20,18

fluoro

17

neon

18

Cl

Ar

cloro

argon

35,45

39,95

PROBLEMA SVOLTO

11 Rappresentare gli atomi Disegna l’atomo di litio (Li). RISOLVI

individua il numero Z e il periodo a cui appartiene il litio. Quindi calcola il numero di elettroni, protoni e neutroni, disegna il numero di orbite e infine disponi gli elettroni sulle orbite. n n 1. Z = 3; a = 7 → N = a − Z = 7 − 3 = 4 n n il nucleo ha 3 protoni e 4 neutroni. 2. il litio appartiene al secondo periodo della tavola periodica, quindi ha 2 orbite. 3. Disegna gli elettroni sulle orbite tenendo presente che queste vanno riempite dall’interno verso l’esterno. siccome il litio ha 3 elettroni, la distribuzione sarà: 2 sulla prima orbita, che può al massimo ospitarne 2, e il terzo sulla seconda.

n

VIDEO TUTORIAL

n n

n

10 elettroni

FAI PRATICA 11 protoni

12 Disegna l’atomo di calcio (Ca). La rappresentazione dei primi 20 elementi non è così difficile e complessa. Se dovessimo però costruire uno ione che cosa cambierebbe? La risposta è semplice: cambierebbe poco! La procedura più immediata è quella per cui si rappresentano gli atomi neutri e si eliminano alla fine uno o più elettroni, nel caso dei cationi, oppure se ne aggiungono nel caso degli anioni. L’orbita che perde o acquista le cariche negative è sempre quella più esterna. Lo ione sodio (Na+) è rappresentato esattamente come il sodio, con un elettrone in meno (Figura 25a); così la rappresentazione dello ione cloruro (Cl−) è analoga a quella del cloro, con 8 elettroni anziché 7 sull’ultima orbita (Figura 25b).

ione Na+, un catione

a

18 elettroni 17 protoni

ione Cl−, un anione

b

↑ Figura 25

15

6

Cenni di chimica nucleare

Il nucleo si trasforma Il modello di Rutherford ha evidenziato come ogni atomo sia costituito da un nucleo compatto, in cui è concentrata quasi tutta la massa atomica, attorno al quale gli elettroni ruotano ad altissima velocità. Nelle reazioni chimiche, i nuclei atomici non subiscono alcuna trasformazione, ma rimangono di fatto del tutto estranei alla trasformazione in atto. La situazione cambia radicalmente nelle reazioni nucleari, in cui i protagonisti assoluti sono proprio i nuclei, che partecipano attivamente alla trasformazione, acquistando o cedendo protoni e neutroni.

ENGLISH

reazione nucleare nuclear reaction

La chimica nucleare studia la struttura e le trasformazioni del nucleo atomico. Lo studio delle trasformazioni che avvengono nel nucleo atomico permette applicazioni che spaziano in numerosi campi della scienza e della tecnologia, dallo studio della formazione degli elementi nell’universo, alla sintesi di sostanze radioattive per la medicina, allo sfruttamento dell’energia nucleare.

La radioattività Gli isotopi naturali sono quasi tutti stabili; fanno eccezione pochi isotopi tra i naturali e quasi tutti gli artificiali, che presentano nuclei instabili a causa di un eccesso di protoni e/o neutroni al loro interno. I protoni da soli tenderebbero a respingersi per l’azione contemporanea delle loro cariche positive; la presenza dei neutroni, elettricamente neutri, riduce, “neutralizza” appunto, il fenomeno della repulsione. Protoni e neutroni insieme risultano perciò più stabili. La stabilità dei nuclei dipende (soprattutto) da due fattori: • il rapporto tra il numero di neutroni e protoni; • il numero atomico Z. Quanti più protoni ci sono, tanti più neutroni devono esserci per rendere stabile il nucleo. Per i primi 20 elementi, il numero dei protoni è quasi uguale a quello dei neutroni; per i successivi, i neutroni sono in numero leggermente superiore rispetto alle cariche positive. Nei nuclei stabili, il rapporto tra neutroni e protoni è 1 o poco superiore all’unità. La stabilità però dipende anche dal numero atomico: così, all’aumentare di Z, la stabilità prima aumenta, raggiungendo il massimo per valori compresi tra 20 e 30 protoni, e poi diminuisce. In presenza di troppi o troppo pochi neutroni, il nucleo è instabile e spontaneamente emette radiazioni, fino a trasformarsi in un nucleo diverso. Il processo continua fino alla formazione di un elemento stabile. Le radiazioni emesse dai nuclei radioattivi possono essere ionizzanti, cioè possono reagire con la materia formando ioni. In definitiva, la radioattività è il processo spontaneo attraverso cui un nucleo instabile diventa stabile. La radioattività, o decadimento radioattivo, è un insieme di processi nucleari, attraverso cui nuclei instabili radioattivi oppure radionuclidi decadono (trasmutano) in nuclei stabili. Il processo è accompagnato da emissione di radiazioni ionizzanti e da sviluppo di energia.

16

IN DIGITALE

In più La radioattività

ENGLISH

• radioattività radioactivity • decadimento radioattivo radioactive decay

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

Le reazioni nucleari Una reazione nucleare è quindi una trasformazione che coinvolge il nucleo dell’atomo di un elemento chimico. Queste reazioni sviluppano nella maggior parte dei casi grandi quantità di energia, chiamata energia nucleare. Nelle reazioni nucleari i nuclei dei reagenti sono diversi da quelli dei prodotti: i primi acquistano o cedono protoni e neutroni e, durante la reazione, si trasformano in atomi a diverso numero atomico. Nonostante ciò la somma dei numeri di massa (somma dei protoni e dei neutroni) e dei numeri atomici (numero di protoni) dei reagenti e dei prodotti rimane costante. In generale, un’equazione nucleare deve quindi essere sempre scritta tenendo presente che: • la somma dei numeri di massa deve essere uguale a sinistra e a destra della freccia di reazione; • la somma dei numeri atomici deve essere uguale a sinistra e a destra della freccia di reazione.

ENGLISH

energia nucleare nuclear energy

Nel 1919 Rutherford bombardò nuclei di azoto-14 con nuclei di elio (42He) e realizzò la prima trasmutazione artificiale, producendo ossigeno-17 e un protone. 14 7

N + 42He → 178O + 11p protone

Dalla reazione è possibile notare come la somma dei numeri di massa e dei numeri atomici rimanga costante: Reagenti

Prodotti

A (numero di massa)

14 + 4 = 18

17 + 1 = 18

Z (numero atomico)

7+2=9

8+1=9

Le principali reazioni nucleari Come abbiamo già accennato, attraverso le reazioni nucleari si formano elementi diversi da quelli inizialmente presenti. Esistono due principali reazioni nucleari, che possono avvenire spontaneamente in natura o essere indotte dall’uomo: • le reazioni nucleari esoenergetiche, durante le quali è prodotta (liberata) energia, l’energia nucleare; • le reazioni nucleari endoenergetiche, durante le quali è assorbita energia. Nelle reazioni nucleari sono coinvolte altre particelle chiamate α (alfa), β (beta) e i raggi γ (gamma). Le particelle α sono nuclei di elio, cioè atomi di elio con carica +2, e sono molto stabili. Nelle reazioni in cui si producono particelle α il nucleo di partenza perde 2 protoni e 2 neutroni e ne genera uno più leggero; per esempio, nel decadimento dell’uranio-238 si genera una particella α e un atomo di torio-234: nucleo iniziale 238 92

U →

4 2

He +

ENGLISH

particelle alfa alpha particles

nucleo finale 234 90

Th

particella alfa

Il numero di massa del nucleo d’origine, l’uranio, si riduce di quattro unità, passando da 238 a 234 mentre il numero atomico si riduce solo di due unità, che corrispondono ai due protoni, passando da 92 a 90. In generale, nuclei con Z > 83 e A > 220 decadono emettendo particelle alfa.

17

Le particelle β− sono elettroni (hanno carica negativa) che si formano per decadimento del nucleo. In queste reazioni, il numero atomico aumenta di una unità (perché si forma 1 protone) mentre la massa atomica rimane invariata (perché un neutrone si è trasformato in un protone che ha la stessa massa):

ENGLISH

particelle beta beta particles

elettrone 234 90

Th →

234 91

Pa + β− + ¯νe

antineutrino

un neutrone si è trasformato in un protone

Le particelle β+ sono positroni, cioè elettroni con carica positiva. Queste particelle, chiamate anche elettroni positivi, si incontrano soprattutto nelle trasformazioni che coinvolgono nuclei radioattivi artificiali degli elementi più leggeri (in queste reazioni si forma un neutrino). In seguito all’emissione di positroni, il nuovo nucleo presenta numero atomico inferiore di un’unità, ma con numero di massa uguale a quello dell’elemento di partenza: 18 9

F → 188O + β+ + νe

neutrino

positrone

La cattura elettronica avviene quando un nucleo assorbe (cattura) uno degli elettroni che appartengono all’atomo e che occupa un’orbita vicina al nucleo (Figura 26). Un esempio di cattura elettronica è il decadimento del potassio-40 che si trasforma in argo-40: 40 19

K + −10e → 40 18 Ar 40 19

K

+

0 –1

e

40 18

Ar n

potassio –40

argo –40

Anche in questo caso, il nuovo nucleo presenta numero atomico inferiore di un’unità, ma con numero di massa uguale a quello dell’elemento di partenza. Le radiazioni γ sono onde elettromagnetiche ad alta energia, emesse dopo alcuni processi di decadimento di tipo alfa (α) o beta (β−). Il cesio-137 (Cs-137) decade nel bario-137, che diventa stabile solo dopo aver emesso dei raggi gamma: Cs-137 → Ba-137 + γ

ENGLISH

radiazioni gamma gamma radiation

radiazioni gamma

I raggi γ sono in grado di attraversare facilmente il corpo umano perché privi di massa e risultano pertanto fortemente penetranti.

La fusione nucleare La fusione è il processo attraverso cui i nuclei di due o più atomi sono compressi violentemente fino a fondersi in un unico nucleo più pesante. La fusione di elementi leggeri emette energia. Viceversa, la fusione che interessa i nuclei pesanti necessita di più energia per attivarsi di quanta poi ne produca. Una classica reazione di fusione è la trasformazione dell’idrogeno in elio: 4 nuclei di idrogeno reagiscono (fondono) per dare origine a un nucleo di elio. È la reazione che

18

← Figura 26

PROBLEMA SVOLTO

Scrivere una reazione nucleare

ENGLISH

fusione nucleare nuclear fusion

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

avviene nel nucleo delle stelle, in cui l’elevata temperatura favorisce la collisione tra i nuclei, che altrimenti si respingerebbero violentemente essendo dotati di carica identica (Figura 27).

1 1 1 1

H

H

4 protoni si combinano…

p

4 2

p

He p n

1 1

La fissione nucleare

1 1

H

H

p

… per dare un nucleo di elio ed emissione di energia

n p

γ

p

La fissione nucleare è il processo attraverso cui i nuclei degli atomi radioattivi sono divisi (Figura 28).

↑ Figura 27

Nella fissione nucleare il nucleo di un elemento pesante (per esempio l’uranio-235 o il plutonio-239) è diviso in frammenti più piccoli. Al termine della trasformazione si formano nuclei a numero atomico più basso.

ENGLISH

fissione nucleare nuclear fission

La fissione è il processo adottato nelle centrali termonucleari per la produzione di energia. La reazione s’innesca bombardando il materiale fissile, cioè gli atomi che subiscono la fissione, con dei neutroni. L’urto violento divide il nucleo formando due atomi più piccoli e sviluppando energia termica. La somma delle masse dei nuovi atomi è inferiore rispetto a quella dell’atomo di partenza perché in parte la massa si è trasformata in energia. Durante la reazione di fissione si liberano nuovi neutroni, che diventano a loro volta proiettili in grado di innescare nuove reazioni di fissione, secondo un meccanismo detto di reazione a catena (Figura 29).

IN DIGITALE

In più Da dove arriva l’energia

↓ Figura 29

↓ Figura 28

n nucleo instabile

1 0 141 56

1 0

n

n

Ba

+

n 1 0

n n

235 92

n

n

n

n

U 1 0

92 36

n

n

n

n

n

n

n

n

n

Kr

La reazione nucleare a catena si verifica quando la trasformazione, una volta innescata, si propaga fino all’esaurimento della massa del materiale fissile. Le reazioni nucleari a catena possono essere controllate oppure incontrollate. • Reazione nucleare a catena controllata: il sistema consente di rallentare e controllare la trasformazione in atto. Nei reattori nucleari delle centrali atomiche si hanno questo tipo di reazioni a catena. • Reazione nucleare a catena incontrollata: il sistema non è in grado di controllare la reazione a catena, che procede velocemente sprigionando una quantità elevata di energia. Durante l’esplosione di una bomba nucleare si ha questo tipo di trasformazione.

ENGLISH

reazione a catena chain reaction

PREPARATI ALLA VERIFICA 17 Descrivi la fissione nucleare. 18 che cosa sono i raggi γ? 19 Descrivi le particelle α e β.

19

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

La scoperta delle particelle subatomiche

tutti gli atomi sono costituiti da tre tipi di particelle subatomiche: • gli ELETTRONI, con carica negativa e massa 9,109 · 10−31 kg; • i PROTONI, con carica positiva e massa 1,673 · 10−27 kg; • i NEUTRONI, privi di carica e con massa simile a quella dei protoni. Neutroni e protoni si trovano nel nucleo e sono tenuti insieme dalla forza nucleare; gli elettroni si muovono attorno al nucleo. Gli atomi sono neutri perché la carica negativa degli elettroni è bilanciata dalla carica positiva dei protoni.

2

La struttura degli atomi

all’inizio del Novecento furono proposte diverse teorie atomiche: • secondo Thomson l’atomo è una sfera con carica positiva in cui gli elettroni sono distribuiti in modo casuale; • nel modello di Rutherford la massa e la carica positiva sono concentrate in un piccolissimo nucleo al centro dell’atomo, mentre gli elettroni si trovano nello spazio, per lo più vuoto, all’esterno del nucleo.

3

Il nucleo atomico

il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto NUMERO ATOMICO (Z) e definisce l’identità di un elemento. la somma del numero di protoni e neutroni in un atomo è detta NUMERO DI MASSA (A). atomi con lo stesso numero atomico e diverso numero di massa sono chiamati ISOTOPI.

4

La massa atomica

la MASSA ATOMICA viene espressa in unità di massa atomica (u), che per definizione corrisponde esattamente a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. si tratta di un valore relativo, perché deriva dal confronto con una massa scelta come riferimento. la maggior parte degli elementi è presente in natura come miscela di isotopi, ciascuno con una determinata abbondanza percentuale. perciò la massa atomica di un elemento si determina come media pesata di tutti i suoi isotopi, espressa in unità di massa atomica.

5

Gli ioni

uno IONE è un atomo, o un gruppo di atomi, che ha perso o acquistato elettroni. Quando un atomo perde uno o più elettroni, si formano ioni con carica positiva (cationi); quando un atomo acquista uno o più elettroni, si formano ioni con carica negativa (anioni).

6

Cenni di chimica nucleare

la RADIOATTIVITÀ, o decadimento radioattivo, è l’insieme di processi nucleari attraverso cui nuclei instabili radioattivi decadono (trasmutano) in nuclei stabili. il processo è accompagnato da emissione di radiazioni e da sviluppo di energia. la chimica nucleare studia la struttura e le trasformazioni del nucleo atomico. Nelle reazioni nucleari i nuclei acquistano o cedono protoni e neutroni, perciò gli atomi reagenti si trasformano in atomi a diverso numero atomico. alle trasformazioni nucleari partecipano anche particelle α, β e i raggi γ. la fusione è il processo attraverso cui i nuclei di due o più atomi sono compressi violentemente fino fondersi in un unico nucleo più pesante. la fissione nucleare è il processo attraverso cui i nuclei degli atomi radioattivi sono divisi. la reazione s’innesca bombardando il materiale fissile con dei neutroni. l’urto spezza il nucleo e crea due atomi più piccoli, sviluppando anche energia termica. Durante la reazione di fissione si liberano nuovi neutroni, che diventano proiettili in grado di innescare una reazione a catena.

20

1 Gli atomi e le particelle subatomiche IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

PARTICELLE SUBATOMICHE sono

ELETTRONI

con

PROTONI

con

CARICA NEGATIVA

che sono

NEUTRONI CARICA POSITIVA

NEUTRI

che si trovano nel che ruotano attorno al

NUCLEO di un ATOMO

che può

che può avere

PERDERE ELETTRONI

ACQUISTARE ELETTRONI

trasformandosi in un

trasformandosi in un

IONE POSITIVO

IONE NEGATIVO

o

o

CATIONE

ANIONE

ISOTOPI INSTABILI che danno FUSIONE REAZIONI NUCLEARI

di FISSIONE

emettendo

PARTICELLE

RADIAZIONI come i

ALFA

BETA

RAGGI GAMMA

21

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 La scoperta delle particelle subatomiche 1 completa le seguenti frasi. A Nei tubi di crookes si osserva una fluorescenza dovuta ai ........................................ . B Gli ............................................. sono particelle fondamentali con carica ........................................... . C in un atomo ............................................. il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni.

2 Vero o falso? A i raggi catodici che si osservano nei tubi di crookes sono formati da particelle di carica positiva. B i protoni hanno massa minore degli elettroni. C i neutroni sono particelle subatomiche con carica nulla.

A Due corpi con la stessa carica si attraggono, mentre due corpi con carica opposta si respingono. B solo corpi con carica positiva si respingono, mentre corpi con carica opposta si attraggono. C Due corpi con la stessa carica si respingono, mentre due corpi con carica opposta si attraggono. D solo corpi con carica negativa si respingono, mentre corpi con carica opposta si attraggono.

4 l’elettrone ha carica: B −2

D +1

C 0

5 le particelle dei raggi anodici furono chiamate: A protoni.

B elettroni.

C elettrodi.

D positroni.

2 La struttura degli atomi 6 completa le seguenti frasi. A secondo thomson, l’atomo è formato da una sfera di carica .......................................... in cui sono distribuiti gli ......................................... . B secondo rutherford, l’atomo è formato da un ......................... .............. centrale attorno al quale orbitano gli elettroni, con carica ............................................. .

7 Vero o falso? A l’esperimento di rutherford si può spiegare supponendo che gli elettroni siano concentrati in un nucleo centrale. B Nell’esperimento di rutherford tutte le particelle alfa attraversano la lamina d’oro senza subire alcuna deviazione.

8 Nel modello atomico di thomson gli elettroni sono distribuiti

in modo: A ordinato in una sfera omogenea di carica positiva. l’atomo è neutro. B casuale in una sfera omogenea di carica positiva. l’atomo non è neutro. C casuale in una sfera omogenea di carica positiva. l’atomo è neutro. D casuale in una sfera omogenea di carica positiva. l’atomo è carico positivamente.

22

caratterizzato da: A un nucleo negativo al centro dell’atomo, formato da uno o più protoni, e da una zona esterna al nucleo, formata da elettroni. B un nucleo positivo al centro dell’atomo, formato da uno o più protoni, e da una zona esterna al nucleo, formata da elettroni. C un nucleo positivo al centro dell’atomo, formato da un solo protone, e da una zona esterna al nucleo, formata da elettroni. D un nucleo positivo al centro dell’atomo, formato da uno o più protoni, e da una zona esterna al nucleo, formata da neutroni.

10 calcola il numero atomico del calcio (ca), sapendo che il numero di massa è 40 e il numero di elettroni è 20.

3 indica l’affermazione corretta.

A −1

9 Nel 1911 rutherford propose un nuovo modello atomico

3 Il nucleo atomico 11 completa le seguenti frasi. A con la lettera Z si indica il ................................................................... di un elemento. B atomi con lo stesso numero atomico, ma diverso numero di massa, si dicono ........................................................................ . C con la lettera a si indica il .................................................................... di un elemento.

12 Vero o falso? A un atomo con 8 protoni ha Z = 16. B il numero di massa di un atomo è uguale o maggiore del numero atomico. C un atomo di carbonio-13 è più pesante di un atomo di carbonio-14. D il numero atomico indica il numero di protoni o elettroni in un atomo.

13 l’identità di un elemento è definita dal numero di: A B C D

protoni contenuti nel suo nucleo. neutroni contenuti nelle orbite. neutroni contenuti nel suo nucleo. elettroni contenuti nel suo nucleo.

14 in un atomo il numero di massa coincide con: A B C D

la somma del numero di elettroni e neutroni. la somma del numero di protoni ed elettroni. la somma del numero di protoni e neutroni. la differenza del numero di protoni e neutroni.

15 un atomo di nichel (Ni) ha numero di massa a = 58. sapendo

che l’elemento ha 28 elettroni, determina quanti protoni e quanti neutroni contiene il nucleo. [p = 28; n = 30]

16 calcola il numero di massa

del rame (cu), sapendo che ha 29 elettroni e 34 neutroni.

[63]

17 Quanti neutroni possiede un atomo con numero di massa a = 115 e numero atomico Z = 49?

[66]

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

18 il niobio (Nb) ha numero di massa pari a 93. sapendo che ci

sono 52 neutroni, quanti protoni ci saranno nel nucleo? Quanti elettroni nelle orbite? [p = e− = 41]

4 La massa atomica 19 completa le seguenti frasi. A la massa atomica ............................................... (simbolo ................) è una grandezza adimensionale. B la massa atomica del carbonio-12 è esattamente uguale a ............................................... u. C per determinare la massa atomica di un elemento si considera un valore medio che tiene conto di tutti gli ............................................ .

29 completa le seguenti frasi. A uno ione si forma quando un atomo perde o acquista ............................................. . B uno ione dotato di carica positiva è detto ............................... . C cl− è un ............................................. .

30 Vero o falso? A uno ione con 22 protoni, 20 elettroni e 26 neutroni ha carica −2. B Nello ione ossido (o2−) ci sono 8 protoni e 10 elettroni. C Nello ione mg2+ ci sono 12 elettroni.

31 Quali figure rappresentano uno ione? Quali un atomo

20 Vero o falso? A l’idrogeno ha massa atomica di circa 1 u; quindi la sua massa è circa 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12. B in genere, la massa atomica di un elemento è un numero intero. C tutti gli isotopi di un dato elemento hanno la stessa massa.

21 il potassio-40 ha una massa atomica relativa di 39,97 u.

calcola la massa di un atomo espressa in kilogrammi (kg). [6,639 · 10−26 kg]

22 calcola la massa atomica assoluta (in kg) del nichel-58, che ha massa atomica relativa 57,935 u.

[9,623 · 10−26 kg]

23 calcola la massa atomica relativa (u) dell’ossigeno-18, sapendo che un atomo ha massa 2,990 · 10−23 g.

[18,001 u]

24 calcola la massa atomica relativa (u) del cobalto-59, sapendo che un atomo ha massa pari a 9,749 · 10−23 g.

[58,693 u]

25 la tabella evidenzia i tre principali isotopi dell’ossigeno. Qual è la massa atomica media dell’elemento?

Isotopo

5 Gli ioni

Abbondanza relativa (%)

Massa esatta (u)

ossigeno-16

99,76

15,9994

ossigeno-17

0,04

16,9991

ossigeno-18

0,2

17,9992 [15,9977 u]

26 calcola la massa atomica relativa media dell’azoto, sapendo

che è formato da due isotopi: A 14N di massa 14,003 u con abbondanza relativa 99,625%; B 15N di massa 15,000 u con abbondanza relativa 0,375%. [14,01 u]

27 il gallio naturale è costituito da due isotopi, 69Ga e 71Ga.

il 60,108% è gallio-69 (massa 68,9256 u) e il 39,892% è gallio-71 (massa 70,9247 u). calcola la massa atomica relativa media dell’elemento naturale. [69,72 u]

28 calcola l’abbondanza dei due isotopi 12c e 13c, sapendo che: A il carbonio naturale ha una massa atomica relativa di 12,011 u; B le masse atomiche dei due isotopi sono 12,0000 u (12c) e 13,0034 u (13c). [%(12c) = 98,90%; %(13c) = 1,10%]

neutro? identificali e scrivi il simbolo di ciascuno. 10 e– 13 p+ 14 n

8 e– 8 p+ 8n

A

B

28 e– 30 p+ 36 n

10 e– 9 p+ 10 n

C

D

32 Quale delle seguenti terne di particelle rappresenta un catione? A B C D

9 protoni, 10 elettroni, 10 neutroni. 6 protoni, 6 elettroni, 12 neutroni. 53 protoni, 52 elettroni, 74 neutroni. 19 protoni, 20 elettroni, 20 neutroni.

33 per formare lo ione al3+ l’atomo di alluminio ha: A acquistato 3 elettroni. B acquistato tre protoni.

C perso 3 protoni. D perso 3 elettroni.

34 completa: A K → K+ + ................................ B br + e− → ..............................

C mg → mg2+ + ...................... D o + 2 e− → ...........................

6 Cenni di chimica nucleare 35 la radioattività è il processo: A non spontaneo attraverso cui un nucleo instabile diventa stabile. B spontaneo attraverso cui un nucleo instabile diventa stabile. C spontaneo attraverso cui un nucleo stabile diventa instabile. D spontaneo attraverso cui l’elettrone instabile diventa stabile.

36 le particelle β− sono: A B C D

elettroni con carica negativa. elettroni con carica positiva. protoni con carica positiva. protoni con carica negativa.

37 l’esplosione di una bomba nucleare è una: A B C D

reazione nucleare a catena controllata. reazione nucleare a catena incontrollata. reazione chimica. trasformazione chimica.

38 una reazione nucleare è una trasformazione che coinvolge: A il nucleo dell’atomo. B solo i neutroni.

C solo i protoni. D solo gli elettroni.

23

COMPETENZE 39 ARGOMENTA osserva la rappresentazione:

+

→

b. Disegna sul quaderno la traiettoria di una particella alfa che passa vicino all’orbita. motiva la rappresentazione. c. Disegna sul quaderno la traiettoria di una particella alfa che passa vicino al nucleo. motiva la rappresentazione. d. Disegna sul quaderno la traiettoria di una particella alfa che passa lungo la direzione del nucleo. motiva la rappresentazione. e. aiutandoti con la tavola periodica determina a quale atomo fa riferimento la rappresentazione. f. barra il completamento NoN corretto. Nel modello atomico di rutherford: A il nucleo è al centro dell’atomo ed è formato da protoni e neutroni. esiste inoltre una zona esterna al nucleo, formata da elettroni, che ruotano attorno al corpo centrale. B il nucleo è all’esterno dell’atomo ed è formato da una o più particelle a carica positiva, chiamate protoni. esiste inoltre una zona interna all’atomo formata da elettroni.

....................................

a. completa la reazione rappresentando il prodotto che si forma. b. i reagenti sono sostanze elementari o composte? motiva la risposta. c. il prodotto è una sostanza elementare o un composto? motiva la risposta. d. le due sfere, verde e rossa, rappresentano due atomi. sapresti descrivere brevemente il modello atomico di thomson? e. prendiamo come riferimento la sfera rossa. se fosse valido il modello atomico di thomson, quali sarebbero le traiettorie percorse dalle particelle alfa nell’esperimento di rutherford? scegli l’immagine a o b e motiva la risposta. particelle alfa

nucleo

a

42 LEGGI E CALCOLA lo ione calcio è

indispensabile per le funzioni che svolge nel nostro organismo. È presente nelle ossa, nei muscoli, nel sangue e partecipa alla conduzione dell’impulso nervoso. Questo catione inoltre attiva il trasporto di sostanze attraverso le membrane cellulari ed entra a far parte della composizione della preziosa vitamina D, che è prodotta con lo scopo di aiutare il calcio a fissarsi nelle ossa. uno dei cibi più ricchi di calcio è la frutta secca. a. aiutandoti con la tavola periodica, rappresenta sul quaderno l’elemento calcio (ca) e il corrispondente ione (ca2+) e completa la tabella.

b

40 COMPRENDI leggi il testo e inserisci i termini mancanti. perderli, subatomica, perde, ione, elettrone, orbite, anione, acquistarli la particella ........................................ che ci permette di capire il comportamento di un atomo è l’........................................ . Gli elettroni che sono ospitati nelle ........................................ più esterne sono particolarmente interessanti: molti elementi chimici, infatti, tendono a ........................................ o ad ........................................ . Quando ciò accade, l’atomo si trasforma in ........................................ . l’elemento chimico che ........................................ elettroni si trasforma in catione, mentre quello che acquista elettroni, in ........................................ . infine, l’atomo quando cede o acquista elettroni perde la propria neutralità.

Specie chimica

ca2+

40

b. Definisci i seguenti termini: ione, catione e anione. c. la reazione che definisce la trasformazione da calcio a ione calcio è: A ca → ca+ + 1e− C ca + 1e− → ca+ − + − B ca + 1e → ca + 1e D ca → ca2+ + 2e− d. considera le informazioni presenti in tabella e calcola la massa atomica media dell’elemento.

……………..........................……

Isotopo

……………..........……

……………..........……

a. completa la tabella con i dati mancanti. Particella

Segno

Carica

positivo elettrone 0

24

Neutroni

ca

mancanti.

……………..........……

Elettroni

40

41 ARGOMENTA osserva l’immagine e inserisci i termini ……………..........……

Protoni

Massa atomica relativa

Percentuale in massa (%)

40

ca

39,9625911

96,941

42

ca

41,9586183

0,647

43

ca

42,9587668

0,135

44

ca

43,9554811

2,086

46

ca

45,953693

0,004

48

ca

47,952534

0,187

e. per ogni isotopo del calcio elencato al punto d. scrivi il numero atomico (Z), il numero di neutroni (N) e il numero di elettroni. [d. 40,07 u]

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

presenti sulla terra sono: 12c, 13c e 14c (in tracce). Quest’ultimo (14c) è assorbito dagli organismi, dove rimane a livelli di concentrazione pressoché costanti grazie al continuo ricambio. Finché un organismo è vivo, scambia continuamente materia con l’ambiente esterno: le piante assorbono anidride carbonica dall’atmosfera e diventano cibo per gli erbivori, che sono poi mangiati dai carnivori. la respirazione di piante, erbivori e carnivori, inoltre, produce anidride carbonica. Grazie a questi scambi esiste un sostanziale equilibrio tra la frazione di 14c dell’atmosfera e quella presente negli esseri viventi. alla morte dell’organismo, però, la quantità del 14c si riduce progressivamente, dimezzandosi in 5730 anni, con l’emissione di radiazioni beta. a. che cosa s’intende per isotopo e miscela isotopica? b. che cosa caratterizza una reazione chimica nucleare? c. Gli isotopi 12c e 13c sono i più abbondanti. sapendo che: • ar carbonio-12 (98,892%) = 12,00000 u • ar carbonio-13 (1,108%) = 13,00336 u calcola la massa atomica media dell’elemento.

[12,011 u]

44 ARGOMENTA il torio (th) è uno dei

pochi metalli radioattivi che si trova ancora in grandi quantità come elemento primordiale. si estrae prevalentemente dal minerale monazite. scoperto nel 1829 dal sacerdote norvegese esmark e identificato dal chimico svedese J. berzelius, fu battezzato con il nome di thor, il dio del tuono scandinavo. il torio-232 ha 90 protoni e 142 neutroni; decade emettendo particelle alfa e formando il radio (ra). scrivi la reazione nucleare completa.

45 ARGOMENTA il radio-226, radionuclide naturale, emettendo un nucleo di elio (nuclei di elio a = 4, Z = 2), si trasforma in un isotopo con Z = 86. completa la reazione nucleare: 226 88ra → ...........................................................

46 PROBLEM SOLVING Nel 1957 mertz e schwartz isolarono

una sostanza ricavata dal rene dei maiali che chiamarono fattore di tolleranza, perché capace di riequilibrare la ridotta tolleranza al glucosio nei ratti. era il cromo (cr), che in natura è presente con diversi isotopi, le cui abbondanze sono riportate nel grafico. il cromo solido cristallizza con una cella elementare come quella in figura.

Abbondanza isotopica (%)

43 LEGGI E ARGOMENTA i tre principali isotopi del carbonio

80 70 60 50 40 30 20 10 0 0

50

52 53 Massa atomica relativa (u)

54

a. che cosa si intende per reticolo cristallino e per cella elementare? Quale tipo di cella elementare forma il cromo? primitiva o derivata? b. il cromo ha una densità 7,14 g/cm3: calcola la massa di un cubo di cromo di lato 7,00 cm. c. il cromo fonde a 1875 °c, bolle a 2672 °c. schematizza sul quaderno la curva di riscaldamento del cromo, poi calcola il calore assorbito dalla massa ottenuta al punto b. quando passa da 1900 °c a 2000 °c. il calore specifico del cromo è cp = 450 J/kg · K. d. osserva il grafico, estrai i valori delle abbondanze isotopiche (saranno un po’ approssimativi) e calcola la massa atomica relativa media dei principali isotopi del cromo. [b. 2,45 · 103 g; c. 1,10 · 105 J; d. 51 u]

47 ARGOMENTA E CALCOLA Definisci il numero atomico e il numero di massa, poi completa la tabella. Simbolo

Z

A

mn

Elettroni

Protoni

Neutroni

Nome elemento

59 39

potassio

56

26

30

indica l’affermazione corretta. l’atomo è sempre: A neutro perché il numero di protoni coincide con il numero di elettroni. B neutro perché il numero di protoni coincide con il numero di neutroni. C neutro perché il numero di neutroni coincide con il numero di elettroni. D carico positivamente perché il numero di protoni è superiore al numero di elettroni.

48 CALCOLA E ARGOMENTA il magnesio è un elemento indispensabile per la nostra vita. cuore, muscoli e reni hanno bisogno di

magnesio per lavorare in maniera ottimale e svolgere le funzioni a essi assegnate. Questo elemento partecipa alla formazione dei denti e delle ossa. il nostro corpo assume il magnesio per mezzo del cibo e lo espelle tramite l’urina o le feci. Nelle sue molteplici forme, carbonato e solfato, è utilizzato anche come lassativo. completa la tabella su questo interessante e curioso elemento. Simbolo

Z

A

Elettroni

Protoni

Neutroni

Carica totale

24 mg2+

24

il magnesio è un elemento metallico in grado di cedere due elettroni. sapresti completare la reazione chimica che porta alla formazione dello ione magnesio? Suggerimento: i prodotti di reazione sono lo ione e l’elettrone.

25

Conservare e utilizzare in modo sostenibile gli oceani, i mari e le risorse marine per uno sviluppo sostenibile 14.1 Entro il 2025, prevenire e ridurre in modo significativo ogni forma di inquinamento marino, in particolar modo quello derivante da attività esercitate sulla terraferma, compreso l’inquinamento dei detriti marini e delle sostanze nutritive.

VIDEO

Il cappellaio matto Il buffo personaggio di Lewis Carroll in Alice nel paese delle meraviglie è un cappellaio; questi artigiani, tra la seconda metà del XVIII e i primi anni del XIX secolo, lavoravano il feltro attraverso la carotatura, un processo che garantiva la separazione del pelo dalle pelli per semplice immersione in una soluzione di nitrato mercurico, Hg(NO3)2. La tossicità della soluzione e dei suoi vapori era causa di tremori, instabilità emotiva, insonnia, demenza e allucinazioni. Da qui la famosa espressione inglese: mad as a hatter (matto come un cappellaio). Il mercurio è un metallo pesante, di numero atomico 80, peso atomico 200,59 u, densità (a 20 °C) 13,596 g/cm3. Solidifica solo se sottoposto a elevate pressioni, mentre è liquido in condizioni standard. È un elemento che non è stato usato solamente per i cappelli o, più recentemente, per i termometri: otturazioni dentali, insetticidi, pesticidi, farmaci, vernici avevano concentrazioni più o meno significative di mercurio. L’inquinamento da mercurio è legato a tre differenti forme chimiche: il mercurio elementare, quello inorganico (in particolare i sali di mercurio) e il mercurio organico. I vapori di mercurio elementare tendono a rimanere a lungo nell’atmosfera, da 6 mesi a 2 anni, mentre le forme più solubili precipitano a terra dopo poche settimane ed entrano emissioni da eruzioni vulcaniche

mercurio

emissioni dai siti di estrazione mineraria

metilmercurio

emissioni da impianti alimentati a carbone

nel ciclo biogeochimico, in cui l’elemento, sia come metallo, sia sotto forma di composti organici, precipita a terra e, per azione dell’acqua sotterranea, raggiunge il mare, dove si deposita e stabilizza sui fondali. Qui, per azione di alcuni batteri, il mercurio può essere trasformato in composti inorganici e organici. Quest’ultima forma permane nell’idrosfera a lungo ed entra facilmente nella catena alimentare: fitoplancton, zooplancton, pesci predatori, uomo. La presenza di mercurio nei pesci grossi è un rischio conosciuto. I problemi derivano soprattutto dal metilmercurio (CH3Hg+), la forma più comune e anche più tossica. Il metilmercurio penetra nel nostro organismo e si accumula nei globuli rossi che sono in grado di trasportarlo in tutto il corpo: se arriva alle ghiandole mammarie, passa nel latte materno; può attraversare la placenta, la barriera cerebrale e quella cerebrospinale, raggiungendo così cervello e sistema nervoso centrale. Studi recenti hanno confermato il nesso tra l’esposizione fetale al metilmercurio e un ridotto sviluppo neurologico del bambino. La legislazione comunitaria pone dei limiti alla concentrazione del mercurio nelle diverse specie ittiche: per esempio non può superare 0,50 mg/kg nei gamberi e 1 mg/kg nel pesce spada e nel tonno. Pesci

concentrazione di Hg (ppm)

spada

0,995

tonno

0,391

trota

0,071

LO SAPETE CHE…? • … un aumento delle precipitazioni causerà una maggiore deposizione di mercurio dall’atmosfera. • … la convenzione di minamata del 2017, firmata da oltre 120 paesi, rappresenta la principale iniziativa globale per proteggere la salute umana e l’ambiente dal mercurio.

CATENA ALIMENTARE pesci di grandi dimensioni come halibut oppure tonno rosso

piccoli pesci di medie dimensioni come salmone, invertebrati tonno o trota ostriche marini

limiti di consumo settimanale suggeriti dall’EPA consumare 1 volta consumare a settimana al massimo 2 o 3 volte a settimana

26

• … l’eFsa, European Food Safety Authority, valuta la sicurezza degli ingredienti alimentari soggetti a regolamentazione prima che possano essere distribuiti sul mercato europeo. • … il bioaccumulo è il processo attraverso il quale le sostanze tossiche inquinanti e persistenti si accumulano all’interno di un organismo in concentrazioni superiori a quelle riscontrate nell’ambiente circostante.

consumo illimitato

• … la biomagnificazione è il processo per cui l’accumulo di sostanze tossiche negli esseri viventi (bioaccumulo) aumenta man mano che si sale nella piramide alimentare.

1 Gli atomi e le particelle subatomiche

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 Nel 1913 henry moseley determinò il numero atomico (Z).

10 Gli isotopi di un elemento hanno lo stesso

2 protoni, elettroni e neutroni sono chiamati:

11 la massa atomica di un elemento è:

Questo numero indica il numero di: A protoni presenti nelle orbite dell’atomo. B protoni presenti nel nucleo. C neutroni presenti nel nucleo. D elettroni presenti nelle orbite dell’atomo.

A B C D

A B C D

particelle atomiche. particelle nucleari. particelle subnucleari. particelle subatomiche.

3 Nell’atomo, protoni, neutroni ed elettroni hanno carica rispettivamente: A +1 0 −1 B +1 −1 −1

C +1 D −1

−1 0

0 0

4 Nel modello proposto da rutherford le particelle: A B C D

gamma che colpiscono il nucleo sono deviate all’indietro. alfa che colpiscono il nucleo sono deviate all’indietro. beta che colpiscono il nucleo sono deviate all’indietro. alfa che colpiscono il nucleo non sono deviate all’indietro.

5 le particelle alfa sono atomi di elio che: A hanno acquisito due elettroni e perciò hanno una doppia carica negativa. sono anche indicati con il simbolo he2−. B hanno perso un elettrone e perciò hanno una carica positiva. sono anche indicati con il simbolo he+. C hanno perso due elettroni e perciò hanno una doppia carica positiva. sono anche indicati con il simbolo he2+. D hanno perso due elettroni e perciò hanno una doppia carica positiva. sono anche indicati con il simbolo he.

6 il modello atomico di rutherford prevede: A un nucleo, formato da elettroni e neutroni, e una zona periferica formata da protoni. B un nucleo, formato da elettroni e protoni, e una zona periferica formata da neutroni. C un nucleo, formato da protoni e neutroni, e una zona periferica formata da elettroni. D una sfera omogenea carica positivamente, all’interno della quale si trovano le cariche negative, in numero tale da rendere l’atomo neutro.

7 il numero atomico è indicato genericamente con la lettera: A Z B a

C N D e

8 l’unità di massa atomica (u) corrisponde a: 1 A ___ della massa di un atomo di carbonio-14. 12 1 B ___ della massa di un atomo di carbonio-14. 14 1 C ___ della massa di un atomo di carbonio-12. 12 1 D ___ della massa di un atomo di idrogeno-1. 12

9 individua lo ione poliatomico: A h+ B ca2+

C co32− D cl−

numero di: A protoni, neutroni ed elettroni. B protoni, ma un diverso numero di neutroni. C protoni, ma un diverso numero di elettroni. D elettroni, ma un diverso numero di protoni.

VERIFICA INTERATTIVA

la media pesata della massa dei suoi atomi. la media aritmetica della massa dei suoi atomi. la media geometrica della massa dei suoi atomi. la media armonica della massa dei suoi atomi.

12 Gli elettroni del livello più esterno sono chiamati elettroni: A periferici. B di periferia.

C di valenza. D di scambio.

13 Quando un atomo perde elettroni le cariche positive: A dei protoni sono bilanciate, l’atomo diventa uno ione con carica positiva (o catione). B dei protoni non sono più bilanciate, l’atomo diventa uno ione con carica positiva (o catione). C dei neutroni non sono più bilanciate, l’atomo diventa uno ione con carica positiva (o catione). D dei protoni non sono più bilanciate, l’atomo diventa uno ione con carica negativa (o anione).

14 la carica di uno ione è scritta: A B C D

in alto a sinistra del simbolo dell’elemento. in basso a destra del simbolo dell’elemento. in basso a sinistra del simbolo dell’elemento. in alto a destra del simbolo dell’elemento.

15 a quale valore corrisponde l’unità di massa atomica (u)? A 1 u = 1,661 · 10−27 kg B 1 u = 1,661 · 10−27 g

C 1 u = 1,661 · 1027 kg D 1 u = 1,661 · 10−2 kg

16 le masse atomiche di tutti gli elementi sono state

determinate con elevata precisione grazie a uno strumento chiamato: A metro di massa. C spettrometro di massa. B bilancia analitica. D centrifuga di massa.

17 la maggior parte degli elementi esistenti in natura è costituita da: A miscele di atomi. B miscele di protoni.

C miscele di neutroni. D miscele di isotopi.

18 i raggi catodici: A non sono raggi, ma fasci di particelle perché mettono in movimento un mulinello che si trova sulla loro traiettoria. B sono raggi e non fasci di particelle, infatti non mettono in movimento un mulinello che si trova sulla loro traiettoria. C non sono raggi, ma fasci di neutroni perché mettono in movimento un mulinello che si trova sulla loro traiettoria. D non sono raggi, ma fasci di particelle senza massa che mettono in movimento un mulinello che si trova sulla loro traiettoria.

19 le particelle alfa che passano a una certa distanza dal nucleo: A B C D

subiscono deviazioni. non subiscono deviazioni. sono respinte. rimbalzano indietro.

27

CAPITOLO

2

CONTENUTI

Il linguaggio della chimica e la mole 1 Simboli e formule 2 La quantità chimica: la mole 3 Formula molecolare e composizione percentuale IN DIGITALE Schede di laboratorio Determinazione del rapporto molare di idratazione nel solfato di rame (II)

1

Simboli e formule

Per imparare la musica è necessario dapprima studiare le sette note musicali e poi capire le regole che ne determinano il comportamento. Per acquisire una lingua è necessario partire dalle lettere dell’alfabeto e imparare le regole di combinazione che ci permettono di leggere e scrivere le parole. Così per capire la chimica è opportuno studiare le sostanze semplici e le regole che ne determinano le trasformazioni. Come le sette note musicali e le lettere dell’alfabeto danno origine a un numero infinito di brani musicali e parole, anche le poche sostanze semplici, combinandosi fra loro, sono in grado di formare tutto ciò che ci circonda. Le sostanze semplici di partenza sono gli elementi chimici che, come abbiamo visto, sono classificati e raggruppati nella tavola periodica. Solo pochi elementi esistono in natura allo stato monoatomico, cioè come atomi isolati; è il caso, per esempio, dell’elio. Altri elementi, invece, esistono come molecole formate da aggregati di due o più atomi; per esempio, l’idrogeno e l’ossigeno sono costituiti da molecole biatomiche (H2, O2), cioè formate da due atomi uguali; l’ossigeno esiste in natura principalmente sotto forma di molecole biatomiche (O2); il fosforo forma molecole di quattro atomi (P4) e lo zolfo forma molecole di otto atomi (S8, Figura 1) chiuse ad anello. ENGLISH

Una molecola è un insieme ben definito di due o più atomi legati tra di loro.

28

molecola molecule

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

modello a sfere e bastoncini

modello a riempimento di spazio

← Figura 1

Le molecole possono essere costituite anche da atomi di elementi diversi, come nel caso dell’acqua (H2O) e del diossido di carbonio (CO2). In questi casi, si parla di composti molecolari: • se è formato da due elementi è un composto binario, come il monossido di carbonio (CO); • se è formato da tre elementi è un composto ternario, come l’acido solforico (H2SO4); • se è formato da quattro elementi è un composto quaternario, come la piperina (C17H19NO3), che si trova nel pepe nero e lo rende piccante (Figura 2).

oro

Fai attenzione! Alcuni elementi come il rame, l’argento e l’oro si trovano in natura come solidi formati da atomi di un solo elemento: in questo caso si dice che si trovano allo stato nativo e non si parla di molecole (Figura 3).

argento

rame

↑ Figura 3

← Figura 2

Formula molecolare La formula molecolare indica in modo sintetico il tipo e il numero di atomi che formano una molecola.

ENGLISH

formula molecolare molecular formula

Nel caso delle molecole elementari, è sufficiente scrivere il nome dell’elemento, che si trova nella tavola periodica, seguito da un indice, cioè un numero posizionato in basso a destra che indica il numero di atomi legati tra loro nella molecola:

H2 2 atomi di idrogeno

O2 2 atomi di ossigeno

P4 4 atomi di fosforo

S8

indice

8 atomi di zolfo

Nel caso di un composto binario come l’ammoniaca, la formula molecolare è NH3 e si legge “enne-acca-tre”. Questa formula ci dice: • quali elementi formano l’ammoniaca, cioè azoto (N) e idrogeno (H); • quanti atomi di ogni elemento sono presenti in una molecola di ammoniaca, cioè un atomo di azoto (l’indice “1” al piede di N nella formula è sottinteso) e tre atomi di idrogeno; • in quale rapporto sono legati i due elementi, cioè 1 (N) : 3 (H).

29

Fai attenzione! La scrittura “2 NH3” indica 2 molecole di ammoniaca per un totale di 2 atomi di azoto e 6 atomi di idrogeno. Il numero che precede la formula è detto coefficiente stechiometrico e moltiplica l’indice di ogni atomo della formula. Nel caso dell’acqua (H2O, Figura 4a), un altro composto binario, la formula ci dice che è formata da idrogeno (H) e ossigeno (O) legati in un rapporto 2 (H) : 1 (O). L’acido solforico (H2SO4, Figura 4b) è un composto ternario, cioè è formato da tre elementi: idrogeno (H), zolfo (S) e ossigeno (O). Ogni molecola è formata da 2 atomi di idrogeno, 1 atomo di zolfo e 4 atomi di ossigeno; il rapporto è dunque: 2 (H) : 1 (S) : 4 (O). O

O S

modello a sfere e bastoncini

O H

a

H H2O

O

b

O

H

H

H2SO4

← Figura 4

Formula di struttura La formula molecolare ci dice quali e quanti atomi formano la molecola di un composto, ma non ci dice in che modo sono legati tra di loro. Per rappresentare la disposizione degli atomi e dei legami nello spazio, i chimici utilizzano diversi tipi di formule e modelli molecolari. La formula di struttura usa dei trattini per rappresentare ogni legame; per esempio, la formula di struttura dell’acqua è: un trattino rappresenta un legame

H O H

I composti ionici e l’unità formula Non tutti i composti sono molecole: per esempio, il cloruro di sodio non è formato da singole molecole di formula NaCl, ma da un enorme numero di ioni positivi e ioni negativi disposti secondo una struttura tridimensionale ordinata, il reticolo cristallino. Non esistono singoli aggregati di NaCl, perciò “NaCl” non rappresenta una molecola ma l’unità formula, cioè il più piccolo insieme complessivamente neutro di ioni Na+ e Cl−; nel solido, per ogni ione Na+ c’è uno ione Cl− che ne bilancia la carica (e viceversa, Figura 5). In genere i composti ionici hanno alta temperatura di fusione (801 °C per NaCl) e conducono bene l’elettricità quando sono disciolti in acqua o sono fusi. Cl–

ENGLISH

unità formula formula unit

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 che cos’è una molecola?

Na+

2 Quali informazioni ci dà la formula molecolare? 3 Spiega con un esempio qual è la differenza fra la molecola di un elemento e la molecola di un composto.

unità formula, NaCl

30

← Figura 5

4 che cos’è un composto ternario? Fai degli esempi.

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

2

La quantità chimica: la mole

Nella vita di tutti i giorni gli oggetti si possono pesare oppure contare: è più semplice pesare 2 kg di ciliegie invece che contarle (Figura 6a); al contrario, è più pratico contare le uova invece che pesarle (Figura 6b). Pesare e contare sono due modi per misurare la quantità di materia.

a

b

Abbiamo visto che le sostanze sono costituite da atomi, molecole e ioni, particelle tanto piccole che anche una piccolissima porzione di materia ne contiene un numero enorme. In laboratorio i chimici misurano le masse delle sostanze, ma hanno bisogno di conoscere il numero delle particelle in esse contenuto: per questo usano la mole, una particolare quantità che consente di convertire il numero di particelle in masse misurabili con la bilancia, e viceversa. La mole (mol) è l’unità di misura della quantità di sostanza nel Sistema Internazionale. Una mole (mol) è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle (atomi, molecole ecc.) uguale al numero di atomi di carbonio contenuti in 12 g esatti di carbonio-12 (Figura 7). La mole permette al chimico di fare due cose:

• mettere in relazione il mondo microscopico con la realtà macroscopica; non è possibile infatti prendere o pesare un atomo o una molecola perché nessuna bilancia sarebbe in grado di valutare la massa di una sola particella. Tutte le bilance però possono pesare un numero elevato di particelle: la mole non è altro che un insieme misurabile di atomi o di molecole; • sapere quante particelle sono presenti in una determinata quantità di sostanza. In certi negozi si vendono le uova in confezioni da una dozzina (12 uova); le persone sono perfettamente in grado di sapere quante uova comprano se acquistano 3 confezioni. Se avessimo la capacità e la pazienza di contare le particelle all’interno di una mole di qualsiasi sostanza, troveremmo sempre lo stesso valore: il numero di Avogadro, dal nome dello scienziato Amedeo Avogadro (1776-1856, Figura 8), che con i suoi esperimenti pose le basi per la definizione del concetto di mole.

↑ Figura 6

ENGLISH

mole mole

← Figura 7

una mole di carbonio-12

↑ Figura 8

31

Il numero di Avogadro Contare gli atomi non è pratico né semplice, così si è scelto di determinare il numero di particelle presenti in una mole in altro modo. Grazie alla spettrometria di massa, una tecnica che permette di misurare la massa delle particelle, si è arrivati a determinare che un atomo di carbonio-12 pesa 1,99265 · 10−23 g. Conoscendo la massa di 1 atomo di carbonio-12 possiamo calcolare quanti atomi di 12 C ci sono in 12,00 g: 12,00 g atomi di 12C = ___________________ = 6,022 · 1023 atomi 1,99265 · 10−23 g/atomo Questo valore è il numero di Avogadro. Il numero di Avogadro è una costante che rappresenta il numero di particelle (atomi, molecole ecc.) presenti in una mole di sostanza.

ENGLISH

numero di Avogadro Avogadro’s number

NA = 6,022 · 1023 particelle/mol Il numero di Avogadro non è un numero puro ed è un numero molto grande (circa seicentomila miliardi di miliardi), ma appropriato quando si ha a che fare con atomi e molecole coinvolti nelle normali reazioni chimiche; una mole di acqua, per esempio, si beve in pochi sorsi; una mole di NaCl è poco più di un “mucchietto” di sale (Figura 9).

1 mol di acqua, cioè NA molecole H2O

1 mol di cloruro di sodio, cioè NA unità formula NaCl

La massa di una mole Abbiamo visto che per esprimere le masse atomiche si utilizza l’unità di massa atomica (u), una unità piccolissima, che vale 1,661 · 10−24 g (o 1,661 · 10−27 kg): nessuna bilancia, per quanto sofisticata, è in grado di misurare masse tanto piccole. Dalla tavola periodica possiamo ricavare le masse atomiche di tutti gli elementi. Per esempio, un atomo di magnesio (Mg) ha una massa atomica di circa 24 u, mentre un atomo di carbonio (C) ha una massa di circa 12 u (per comodità, abbiamo arrotondato le due masse atomiche a numeri interi, cioè privi di cifre decimali). La massa di un atomo di magnesio è circa il doppio della massa di un atomo di carbonio; infatti: 1 atomo Mg

Ar (Mg) Ar (C)

24 u 12 u

–––––––––––– = ––––– = 2 1 atomo C

32

← Figura 9

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

Se consideriamo 1000 atomi di magnesio e 1000 atomi di carbonio, il rapporto tra le masse non cambia; infatti:

1000 atomi Mg

24 u · 1000 ––––––––––– = 2 12 u · 1000 1000 atomi C

Anche se non esistono bilance in grado di misurare la massa di 1000 atomi di un elemento (si tratta ancora di una massa troppo piccola), abbiamo scoperto un fatto importante, cioè che il rapporto tra le masse di due elementi, a parità di numero di atomi, è costante: se la massa di un atomo di magnesio è circa il doppio della massa di un atomo di carbonio, fintanto che si confronta lo stesso numero di atomi di carbonio e di magnesio, il rapporto delle loro masse rimane costante (Figura 10).

← Figura 10 Possiamo immaginare che, se consideriamo numeri di atomi via via crescenti, a un certo punto avremo un numero di atomi che corrispondono a 24 g di magnesio e a 12 g di carbonio:

N A atomi Mg, cioè 1 mol

24 g 12 g

––––– = 2

N A atomi C, cioè 1 mol

Il rapporto tra le due masse è ancora lo stesso; il numero di atomi di magnesio è uguale al numero degli atomi di carbonio ed è uguale a… una mole. A questo punto possiamo dire che 1 mol di magnesio ha una massa di circa 24 g, mentre 1 mol di carbonio una massa di circa 12 g. In generale: la massa di una mole di un elemento, o massa molare (MM), è uguale alla sua massa atomica espressa in grammi; la sua unità di misura è grammi per mole (g/mol).

ENGLISH

massa molare molar mass

Per riassumere, abbiamo imparato che una mole di un elemento contiene 6,022 · 1023 atomi di quell’elemento e ha una massa uguale alla massa atomica espressa in grammi. Quindi, se conoscessimo la massa molare di tutti gli elementi, potremmo calcolare la massa molare dei composti. Nella tavola periodica si trovano le masse atomiche di tutti gli elementi: tali valori (espressi in grammi) corrispondono alla massa di una mole di ciascun elemento.

33

Adesso che sappiamo dove reperire le masse molari degli elementi (Figura 11) possiamo calcolare le masse molari dei composti: queste si ottengono sommando la massa molare di ogni elemento, moltiplicata per l’indice che esso presenta nella formula del composto. Per esempio, nel caso di H2O:

PER CAPIRE

al fondo del volume è riportata una tavola periodica con tutte le masse atomiche.

2 H nella formula

(2 · 1,008 g/mol) + (1 · 16,00 g/mol) = 18,02 g/mol 1 O nella formula

La massa molare dell’acqua è 18,02 g/mol; una mole di acqua, cioè 6,022 · 1023 molecole, ha una massa di 18,02 g. 2

1

He

H 5

N

O

8

9

10

13

14

15

16

17

18

31

32

33

34

35

36

S

48

49

50

51

52

53

I

Xe

54

32,07

80

81

82

83

84

85

86

47

11

12

19

K

20

21

22

Ca Sc Ti

23

24

25

26

27

28

29

30

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

87

88

89 104 105 106 107 108 109 110 111 112

Al

Na Mg V

Si

P

S

F Ne

Cl Ar

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te

Cs Ba La Hf Ta W Re Os

Ir

N

C

4

Y

7

B

3

Li Be

Rb Sr

6

7

Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn

114

Fl

116

Lv

14,01 16

Ag 107,9

una mole di atomi di azoto ha una massa di 14,01 g una mole di atomi di zolfo ha una massa di 32,07 g una mole di atomi di argento ha una massa di 107,9 g

PROBLEMA SVOLTO

1 Calcolare la massa molare di un composto Usando i dati forniti dalla tavola periodica, calcola la massa molare dei seguenti composti: a. acido solforico, H2SO4; b. idrossido di calcio, Ca(OH)2. RISOLVI

dalla tavola periodica ricava la massa atomica di ogni elemento (in u), che è uguale alla sua massa molare (in g/mol). Poi calcola la massa molare del composto sommando quella di ogni elemento nella formula, moltiplicata per il rispettivo indice.

Calcola a. 1. con i valori ricavati dalla tavola periodica, per h2So4, ottieni: H (g/mol)

S (g/mol)

O (g/mol)

2 · 1,008 = 2,016

1 · 32,07 = 32,07

4 · 16,00 = 64,00

2. la massa molare di h2So4 è data dalla somma dei valori che hai calcolato: mm = 2,016 g/mol + 32,07 g/mol + 64,00 g/mol = 98,09 g/mol H2 S O4 b. 1. con i valori ricavati dalla tavola periodica, per ca(oh)2, ottieni: Ca (g/mol)

O (g/mol)

H (g/mol)

1 · 40,08 = 40,08

2 · 16,00 = 32,00

2 · 1,008 = 2,016

Fai attenzione! la parentesi racchiude un gruppo di due elementi, cioè oh. l’indice “2” fuori dalla parentesi indica che in una formula ci sono due gruppi oh e quindi 2 atomi o e 2 atomi h. 2. la massa molare di ca(oh)2 è data dalla somma dei valori che hai calcolato: mm = 40,08 g/mol + 32,00 g/mol + 2,016 g/mol = 74,10 g/mol Ca (O H)2

FAI PRATICA

2 Usando i dati forniti dalla tavola periodica, calcola la massa molare dei seguenti

composti: a. ammoniaca, (NH3); b. acido carbonico, (H2CO3). [a. 17,03 g/mol; b. 62,03 g/mol]

34

← Figura 11

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

Come usare la mole La mole è utile per lavorare in laboratorio e ci permette di rispondere ad alcune domande, come: • qual è la massa di 10 mol di ferro? • quante moli ci sono in 1 kg di zucchero (saccarosio)? • qual è la massa molare di una sostanza incognita? Per fare questi calcoli, è utile imparare a utilizzare alcune formule. Se indichiamo con n le moli di una sostanza, vale la seguente relazione:

Moli n m n = ____ MM

massa del campione (g) massa molare (g/mol)

Fai attenzione! Quando applichi questa relazione, le masse devono essere espresse in grammi. Per calcolare la massa di una data quantità in moli (n), si applica la formula: massa del campione (g)

m = n · MM

massa molare (g/mol) quantità (mol)

massa (in g)

massa

m olare

quantità di sostanza (mol)

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare le moli contenute in una data massa Quante moli ci sono in 1 kg di saccarosio (C12H22O11), il comune zucchero da cucina? RISOLVI

Dati

Incognite

msaccarosio = 1 kg

moli di saccarosio, nsaccarosio = ?

Puoi calcolare le moli utilizzando la formula: n = m/mm. dato che la massa di saccarosio è espressa in kilogrammi, devi convertirla in grammi; inoltre, devi calcolare la massa molare di c12h22o11.

Calcola 1. converti la massa da kg a g: msaccarosio = 1 kg = 1000 g 2. calcola la massa molare di c12h22o11: mm = (12 · 12,01 g/mol) + (22 · 1,008 g/mol) + (11 · 16,00 g/mol) = 342,34 g/mol C12 H22 O11 3. calcola le moli di c12h22o11: 1000 g msaccarosio ____________ = = 2,921 mol nsaccarosio = ______ mm 342,34 g/mol

FAI PRATICA

4 Quante moli ci sono in 890 mg di sale da cucina (NaCl)?

[0,0152 mol]

VIDEO

Giochiamo con le moli

35

PROBLEMA SVOLTO

5 Determinare la massa conoscendo le moli Qual è la massa di 10,00 mol di ferro (Fe)? RISOLVI

Dati

Incognite

nferro = 10,00 mol

mferro = ?

In questo caso conosci le moli e devi calcolare la massa. Pertanto, puoi utilizzare la formula: mferro = nferro · mm naturalmente, devi ricavare la massa molare del ferro dalla tavola periodica, ricordando che è uguale al valore della massa atomica espresso in g/mol.

Calcola Ricava la massa molare del ferro dalla tavola periodica e calcola la massa di ferro che corrisponde a 10,00 mol: mm = 55,85 g/mol m = 10,00 mol · 55,85 g/mol = 558,5 g

Controlla il risultato una mole di ferro ha una massa di 55,85 g; 10 mol devono avere una massa 10 volte maggiore. Il risultato è corretto.

FAI PRATICA

6 Calcola la massa corrispondente a 0,0779 mol di acido solforico (H2SO4).

[7,64 g]

Dalle moli al numero di particelle Dalla definizione di mole sappiamo che in una mole di una qualsiasi sostanza sono quindi sempre presenti 6,022 · 1023 particelle (atomi, molecole, ioni, elettroni ecc.). Se in una mole ci sono 6,022 · 1023 particelle, allora: • in 2 moli ci saranno → 2 · 6,022 · 1023 particelle • in 3 moli ci saranno → 3 · 6,022 · 1023 particelle • in n moli ci saranno → n · 6,022 · 1023 particelle La relazione matematica tra la mole e il numero di Avogadro è quindi:

Numero di particelle Nparticelle numero di Avogadro (6,022 · 1023 particelle/mol)

Nparticelle = Np = n · NA moli (mol)

Se conosciamo il numero di particelle, possiamo applicare la formula inversa: Np particelle n = ___ = _________ = mol particelle NA ________ mol Fai attenzione! Si possono calcolare le moli in due modi:

• a partire dalla massa: m n = _____ MM

36

• a partire dal numero di particelle: Np n = _______ NA

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

PROBLEMA SVOLTO

7 Calcolare il numero di molecole conoscendo le moli Quante molecole ci sono in 0,527 mol di acqua (H2O)? RISOLVI

Dati n = 0,527 mol

Incognite Na = 6,022 · 10 molecole/mol 23

Nmolecole = ?

In questo caso le particelle sono le molecole, perciò per determinare il numero di molecole di acqua puoi applicare la formula: Nmolecole = n · Na

Calcola Inserisci i dati nella formula e calcola il numero di molecole di acqua: Nmolecole = 0,527 mol · 6,022 · 1023 molecole/mol = 3,17 · 1023 molecole

Controlla il risultato È importante notare il valore ottenuto: ogni volta che si calcola il numero di particelle presenti in un determinato campione, il risultato sarà sempre molto alto.

FAI PRATICA

8 Calcola il numero di molecole presenti in 1,25 g di acqua (H2O).

[4,18 · 1022 molecole]

PROBLEMA SVOLTO

9 Calcolare le moli conoscendo il numero di molecole Calcola le moli che corrispondono a 5,89 · 1022 molecole di diossido di carbonio (CO2).

Nparticelle _______ NA

RISOLVI

Dati

Incognite

Nmolecole = 5,89 · 10 molecole 22

Na = 6,022 · 10 molecole/mol 23

n=? n · MM

Per determinare le moli di diossido di carbonio puoi applicare la formula: Nmolecole n = _______ Na

Calcola

m

Inserisci i dati nella formula e calcola le moli di co2: 5,89 · 1022 molecole n = ______________________ = 0,0978 mol 6,022 · 1023 molecole/mol

FAI PRATICA

10 Calcola la massa di 3,44 · 10 molecole di acido solforico (H2SO4). 25

[5,60 · 10 g] 3

VIDEO TUTORIAL

PREPARATI ALLA VERIFICA

Il volume di una mole Come vedremo meglio nel prossimo capitolo, una mole di un elemento, di una molecola o di una unità formula è qualcosa che occupa anche un volume. Questa caratteristica determina particolari conseguenze per i gas. Avogadro studiò con interesse e dedizione le sostanze gassose e comprese che volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole.

5 definisci la mole. 6 dai una definizione della massa molare; qual è la sua relazione con la massa atomica? 7 Quanti atomi contiene una mole di elio?

37

3

Formula molecolare e composizione percentuale

Quando un chimico scopre un nuovo composto, oltre a determinarne la massa deve definirne anche la formula. Per poterlo fare deve: • analizzare il composto per individuare la sua composizione percentuale; • determinare la sua massa molecolare, cioè la massa di una molecola.

La formula minima Le formule che abbiamo incontrato finora (H2O, CO2 ecc.) sono formule molecolari, cioè sono quelle effettive, o reali, dei composti. A volte, però, quando si analizza la composizione di una sostanza in laboratorio, si può definire solo la formula minima (o formula empirica) di un composto.

ENGLISH

formula empirica empirical formula

La formula minima indica il rapporto minimo, espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto. Il glucosio ha formula C6H12O6, l’etano C2H6 e l’acqua H2O. Le rispettive formule minime sono: 12 O _6_ • C6H12O6 → C _6_H ___ formula minima CH2O 6

6

6

per ogni atomo di carbonio sono presenti 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno;

• C2H6 → C _2_H _6_ 2

2

formula minima CH3

per ogni atomo di carbonio sono presenti 3 atomi di idrogeno;

• H2O → H _2_O _1_ 1

1

formula minima H2O

per ogni atomo di ossigeno sono presenti 2 atomi di idrogeno. Proviamo a determinare la formula minima di un composto a partire dalla composizione percentuale.

PROBLEMA SVOLTO

11 Calcolare la formula minima L’analisi di un composto di massa molecolare 98 u ha dato i seguenti risultati:

% (H)

% (S)

% (O)

mH

mS

mO

H = 2,04% S = 32,65% O = 65,31% Determina la formula minima del composto. RISOLVI

m ____ MM

usando le percentuali puoi calcolare la massa di ciascun elemento su 100 g di campione. dalla massa calcoli le moli; dividendo ciascun numero di moli per il valore minore ottieni gli indici. 1. determina la massa di ciascun elemento. Su un campione di 100 g: mh = 2,04 g

nH ____ nS

nS ____ nS

mS = 32,65 g mo = 65,31 g Fai attenzione! la somma deve dare 100 (2,04 + 32,65 + 65,31 = 100).

38

indici

nO ____ nS

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

2. determina il numero di moli di ciascun elemento usando i valori di massa molare che puoi dedurre dalla tavola periodica: mmh = 1,008 g/mol mmS = 32,07 g/mol mmo = 16,00 g/mol Quindi: 2,04 g nh = __________ = 2,02 mol 1,008 g/mol 32,65 g nS = ___________ = 1,018 mol 32,07 g/mol 65,31 g no = ___________ = 4,082 mol 16,00 g/mol 3. dividi il valore di nh e di no per il valore di nS che è il minore: 2,02 mol nh = _________ = 1,98 ≅ 2 1,018 mol 1,018 mol nS = ________ = 1 1,018 mol 4,082 mol no = _________ = 4,001 ≅ 4 1,018 mol I numeri interi 2, 1 e 4 sono gli indici della formula minima. 4. Scrivi la formula minima: h2So4.

FAI PRATICA

12 La composizione percentuale di un composto con massa molecolare 82,09 u è: 2,46% H, 39,07% S e 58,47% O. Determina la formula minima.

[h2So3]

VIDEO TUTORIAL

La formula molecolare La formula minima non è sempre sufficiente a determinare il tipo di sostanza: essa infatti può essere comune a molte molecole. Per esempio, l’etino (C2H2), noto come acetilene, e lo stirene (C8H8) hanno la stessa formula minima (CH) ma sono due composti differenti (Figura 12): l’acetilene è il gas che alimentava alcuni vecchi tipi di lampade (Figura 12a), lo stirene è il componente di base del polistirene, il materiale usato negli imballaggi (Figura 12b). c2h2

c8h8

a

b

← Figura 12

39

Il chimico, quindi, ha bisogno di definire in modo più accurato la formula di una sostanza: per fare ciò, utilizza la formula molecolare. La formula molecolare indica il numero di atomi di ogni elemento presenti in una molecola.

ENGLISH

formula molecolare molecular formula

Osserviamo lo schema seguente: formula molecolare

CH2O formula minima

·1

CH2O

(formaldeide)

·2

C2H4O2

(acido acetico)

·3

C3H6O3

(acido lattico)

C4H8O4

(eritrosio)

·4 ·5

C5H10O5 (ribosio)

PER CAPIRE

CH2O, C2H4O2, C3H6O3, C4H8O4, C5H10O5 sono formule molecolari che hanno tutte la stessa formula minima. Come si vede nello schema, per ottenere la formula molecolare si deve moltiplicare la formula minima per un numero intero piccolo, come 1, 2, 3 ecc.

Se indichiamo con Fm la formula molecolare di un composto e con fm la sua formula minima, possiamo scrivere la seguente relazione:

Dalla composizione percentuale alla formula molecolare

Fm = i · fm (dove i = 1, 2, 3 ecc.)

Ci sono vari modi per ricavare la formula molecolare; vediamo come si procede quando è nota la composizione percentuale del composto. Per far questo dobbiamo tenere presente che, come nel caso del metano rappresentato in Figura 13, il rapporto tra le masse degli elementi che costituiscono un composto è sempre lo stesso, in tutti i campioni. l’atomo di carbonio è legato a 4 atomi di idrogeno

idrogeno 25,1%

carbonio 74,9%

25,1 g di H

74,9 g di C

25,1%

6,28 g di H

25,1%

18,7 g di C

H 74,9% C

H

H metano (CH4)

H

composizione percentuale del metano (CH4 )

composizione in grammi di un campione di 100 g di CH4

74,9% composizione in grammi di un campione di 25,0 g di CH4

PROBLEMA SVOLTO

13 Determinare la formula molecolare di un composto La massa di una molecola di glucosio è 180 u. Dall’analisi chimica risulta la seguente composizione: C = 40%

H = 6,67%

O = 53,33%

Determina la formula molecolare del composto. RISOLVI

Dati

Incognite

c = 40% h = 6,67% o = 53,33% massa molecolare = 180 u

40

formula molecolare = ?

← Figura 13

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

determina la formula minima e poi la formula molecolare. Se la massa molecolare della formula minima non coincide con quella data (180 u), ricava il loro rapporto: questo valore costituirà il numero intero con cui moltiplicare gli indici della formula minima.

Calcola 1. Ricava le masse degli elementi in 100 g di campione partendo dai valori percentuali: mc = 40 g mh = 6,67 g mo = 53,33 g 2. usando i valori di massa molare che puoi dedurre dalla tavola periodica determina il numero di moli di ciascun elemento appartenente al composto. Quindi: 40,00 g nc = ___________ = 3,331 mol 12,01 g/mol 6,67 g nh = __________ = 6,62 mol 1,008 g/mol 53,33 g no = ___________ = 3,333 mol 16,00 g/mol 3. dividi il numero di moli ottenuto nel secondo passaggio per il valore più basso, in questo caso 3,331 mol: 3,331 mol nc = _________ = 1 3,331 mol 6,62 mol nh = _________ = 1,99 ≅ 2 3,331 mol 3,333 mol no = _________ = 1 3,331 mol 4. Scrivi la formula minima formata dai simboli chimici e dagli indici ricavati: ch2o 5. calcola la massa di 1 molecola della formula minima: massa molecolare = 12,01 u + (2 · 1,008 u) + 16,00 u = 30,03 u la massa non coincide con quella trovata sperimentalmente, che è 180 u. 6. determina la formula molecolare a partire da quella minima. Per arrivare al risultato finale devi dividere la massa molecolare sperimentale (il dato di partenza) per la massa della formula minima: 180 u _______ = 6,00 = 6 30,03 u

Il risultato ottenuto ci permette di capire che per ottenere la formula molecolare è necessario moltiplicare per 6 tutti i pedici della formula minima. la formula del glucosio è quindi: c6h12o6

Controlla il risultato Se calcoli la massa di c6h12o6 ottieni 180,16 u, che si avvicina molto al dato sperimentale fornito dal problema. la formula molecolare è quindi corretta.

FAI PRATICA

14 Il butano, un gas combustibile, ha la seguente composizione percentuale:

C = 82,7%, H = 17,3%. La massa di 1 molecola è 58 u. Determina la formula minima e quella molecolare del composto. [c2h5; c4h10]

VIDEO TUTORIAL

41

Nel problema precedente, per ottenere gli indici della formula minima abbiamo effettuato approssimazioni abbastanza semplici e immediate, infatti la divisione per il numero più piccolo di moli (3,331 mol) ha fornito numeri interi o quasi. Però può succedere che il numero ottenuto in questa divisione non possa essere facilmente approssimato a un numero intero. Per esempio, nel caso dell’anidride fosforosa, un composto di fosforo e ossigeno, si ottiene il seguente rapporto tra le moli dei due elementi: 1 (P) : 1,5 (O) Qual è la formula minima: PO oppure PO2? In altre parole, per ottenere gli indici della formula minima, che devono essere numeri interi, arrotondiamo a 1 oppure a 2? In casi come questi si procede per tentativi; si moltiplicano 1 e 1,5 per uno stesso numero intero fino a quando non si ottengono due numeri entrambi interi. In questo caso, se moltiplichiamo per 2, otteniamo subito la formula minima dell’anidride fosforosa: 2 · 1,5

P2O3 2·1

Scienza per curiosi Lo spettrometro di massa la formula

particelle più leggere

un fascio di elettroni ionizza il campione

il campione viene vaporizzato

rivelatore

magnete molecolare può essere determinata anche piastre con carica elettrica con metodi strumentali, per esempio con lo spettrometro di massa. la sostanza viene campione vaporizzata e bombardata con un fascio di elettroni ad alta energia; gli urti provocano fascio di particelle la perdita di elettroni e la frammentazione particelle più pesanti cariche (ioni positivi) della molecola in ioni più piccoli con carica un campo elettrico un potente campo magnetico separa gli ioni positiva. le particelle cariche più leggere in base al loro rapporto massa/carica accelera gli ioni subiscono una deviazione minore rispetto alle particelle più pesanti. l’analisi dello spettro ottenuto permette di identificare il composto e di determinare la sua massa molecolare.

Dalla formula molecolare alla composizione percentuale Dalla formula molecolare di un composto possiamo ricavare la sua composizione percentuale, cioè la percentuale in massa di ciascun elemento. Per esempio, nel caso dell’ammoniaca (NH3), 1,0 mol ha una massa di 17,03 g; questa massa è data da 14,01 g di N (1,0 mol · 14,01 g/mol) e 3,024 g di H (3,0 mol · 1,008 g/mol). Quindi, l’azoto costituisce l’82,27% della massa totale della molecola, mentre l’idrogeno costituisce il restante 17,73% (Figura 14a). Nel caso dell’acido acetico (CH3COOH), 1,0 mol ha una massa di 60,05 g, così costituita: 24,02 g di carbonio (40,0%); 4,032 g di idrogeno (6,7 %); 32,00 g di ossigeno (53,3% Figura 14b). Vediamo come si procede al calcolo della composizione percentuale con un esempio. in una molecola di ammoniaca (NH3), l’82,27% in massa è azoto

H 17,73%

O 53,3%

N 82,27% H C

H

H

il 17,73% in massa è idrogeno

42

C H

H

O acido acetico (CH3COOH)

H

a

b

C 40,0%

O

H

N

↓ Figura 14

H 6,7%

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

PROBLEMA SVOLTO

15 Calcolare la composizione percentuale di un composto a partire dalla formula molecolare Calcola la composizione percentuale del solfato di cobalto (CoSO4), un composto cancerogeno e pericoloso per l’ambiente. RISOLVI

Dati

Incognite

unità formula, coSo4

%co, %S, %o = ?

anzitutto, devi calcolare la massa molare del solfato di cobalto. Poi, usando gli indici nella formula, puoi calcolare la massa di ogni elemento in una mole di composto. a questo punto puoi impostare delle semplici proporzioni per trovare la composizione percentuale di coSo4, cioè la massa (in grammi) di ogni elemento in 100 g di composto.

Calcola 1. calcola la massa molare del solfato di cobalto: mm = 58,93 g/mol + 32,07 g/mol + 4 · 16,00 g/mol = 155,0 g/mol Co S O4

MMcomposto

2. calcola la massa (in grammi) di ogni elemento in una unità formula (coSo4): mco = nco · mm = 1 mol · 58,93 g/mol = 58,93 g mS = nS · mm = 1 mol · 32,07 g/mol = 32,07 g

melemento = nelemento · MM

mo = no · mm = 4 mol · 16,00 g/mol = 64,00 g 3. ora puoi calcolare la composizione percentuale di coSo4 impostando delle proporzioni; per esempio, nel caso del cobalto, se ci sono 58,93 g di cobalto in 155,0 g di composto, quanto cobalto ci sarà in 100,0 g?

melemento %elemento = _______ · 100 mcomposto

58,93 g : 155,0 g = x g (co) : 100,0 g 58,93 g · 100,0 g x = ____________ = 38,02 g 155,0 g

la somma di tutte le % deve essere 100

32,07 g : 155,0 g = x g (S) : 100,0 g 32,07 g · 100,0 g x = ____________ = 20,69 g 155,0 g 64,00 g : 155,0 g = x g (o) : 100,0 g 64,00 g · 100,0 g x = ____________ = 41,29 g 155,0 g la composizione percentuale di coSo4 è dunque: 38,02% (co)

VIDEO TUTORIAL

PREPARATI ALLA VERIFICA 8 Quali sono le differenze tra formula minima e formula molecolare?

20,69% (S) 41,29% (o)

Controlla il risultato la somma dei valori percentuali ottenuti è: 38,02% + 20,69% + 41,29% = 100,0%

FAI PRATICA

16 Calcola la composizione percentuale del solfato di calcio (CaSO4).

[% (ca) = 29,44%; % (S) = 23,55%; % (o) = 47,01%]

9 Se si conosce la composizione percentuale di un composto, si può determinare la sua formula minima? In che modo? 10 Il benzene ha formula molecolare c6h6. Qual è la sua formula minima?

43

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

Simboli e formule

In natura solo pochi elementi esistono allo stato monoatomico, cioè come atomi isolati. alcuni elementi (come l’idrogeno h2) esistono sotto forma di molecole: una MOLECOLA è un insieme ben definito di due o più atomi legati tra di loro. la FORMULA MOLECOLARE indica il tipo e il numero di atomi che formano una molecola; il simbolo di ogni elemento è seguito da un indice, scritto in basso a destra, che indica il numero di atomi nella molecola. I numeri che precedono le formule chimiche sono detti coefficienti stechiometrici; un coefficiente stechiometrico moltiplica ogni indice della formula. un composto molecolare formato da due elementi diversi è detto binario; se è formato da tre elementi diversi è detto ternario, se è formato da quattro elementi è detto quaternario. un composto ionico (come il cloruro di sodio) è formato da un esteso reticolo cristallino, cioè una struttura tridimensionale ordinata di ioni positivi e negativi. l’UNITÀ FORMULA è il più piccolo insieme complessivamente neutro di ioni nel reticolo; nel caso del cloruro di sodio l’unità formula è nacl. Cl–

Na+

unità formula, NaCl

2

La quantità chimica: la mole

la MOLE (mol) è l’unità di misura della quantità di sostanza nel Sistema Internazionale; corrisponde alla quantità di sostanza che contiene un numero di particelle (atomi, molecole ecc.) uguale al numero di atomi di carbonio contenuti in 12 g esatti dell’isotopo carbonio-12. una mole di una qualsiasi sostanza contiene quindi lo stesso numero di particelle, pari al NUMERO DI AVOGADRO (Na). Numero di Avogadro Na = 6,022 · 1023 particelle/mol la massa di una mole di un elemento è chiamata MASSA MOLARE (mm) ed è uguale alla sua massa atomica espressa in grammi; la sua unità di misura è grammi per mole (g/mol). conoscendo la massa molare degli elementi, possiamo calcolare la massa molare dei composti sommando la massa molare di ogni elemento, moltiplicata per l’indice che esso presenta nella formula del composto. conoscendo la massa molare (mm) e la massa di un campione (m), si può calcolare la quantità di sostanza (n) mediante la relazione: massa del campione (g)

m n = ____ mm massa molare (g/mol)

3

44

Formula molecolare e composizione percentuale

la FORMULA MOLECOLARE indica il numero di atomi di ogni elemento in una molecola; la FORMULA MINIMA indica il rapporto minimo, espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto. a partire dalla formula minima o molecolare di un composto, è possibile determinare la sua composizione percentuale.

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

FORMULE che rappresentano le SOSTANZE CHIMICHE sono costituite da

SIMBOLI

INDICI

degli che permettono di scrivere

ELEMENTI

FORMULE MINIME

FORMULE MOLECOLARI

UNITÀ FORMULA

MOLE indica la

che corrisponde a

QUANTITÀ DI SOSTANZA

6,022 · 1023 PARTICELLE

con cui è possibile definire la

che è una delle

pari al

MASSA MOLARE

7 GRANDEZZE FONDAMENTALI DEL SI

NUMERO DI AVOGRADO

2

1

He

H 5

6

N

O

9

10

14

15

16

17

18

4

Li Be

B

C

11

12

13

Al

Na Mg

7

8

3

Si

P

S

F Ne

Cl Ar

7

N 14,01

Ca Sc Ti

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

S

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

I

54

Xe

32,07

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

47

87

88

89 104 105 106 107 108 109 110 111 112

Rb Sr

Y

V

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te

Cs Ba La Hf Ta W Re Os

Ir

Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn

114

Fl

116

Lv

MASSA ATOMICA espressa in

16

K

19

che corrisponde alla

GRAMMI

Ag 107,9

45

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 11 una mole di acqua è formata da:

1 Simboli e formule 1 completa le seguenti frasi. A h2o è una formula ............................................. . B la formula h2o ci dice che in ogni ............................................. di acqua ci sono ............................................. atomi di idrogeno (h). C Il monossido di carbonio (co) è un composto .......................... ............. , cioè formato da due elementi. D nacl è l’..................................................................... del cloruro di sodio.

12 calcola la massa molare dei seguenti composti.

2 Vero o falso? A la formula molecolare dà informazioni sulla struttura della molecola di un composto. B Il fosforo ha formula P4; quindi il fosforo è un composto. C Il diossido di carbonio (co2) è un composto ternario. D In genere, nelle formule chimiche l’indice “1” è omesso.

3 Indica la molecola di un composto. A n2o B mg

C h2o2 D nahco3

A nh3 B h2o

5 Indica quale delle seguenti coppie costituisce una unità formula. A Ben B K+ e Br−

C Si e c D ceo

giallo-rossastro, di formula c33h36n4o6. Sarebbe corretto affermare che 33, 36, 4 e 6 sono i coefficienti stechiometrici del composto? motiva la risposta.

7 Indica l’affermazione eRRaTa.

[cr(h2o)6]cl3 = ............................................................... cuSo4 · 5h2o = .............................................................. caSo4 · 2h2o = .............................................................. [cu(nh3)4]Br2 = .............................................................. c3h7no2 = ........................................................................ Bacl2 · 2h2o = ................................................................. [A. 266,45 g/mol; B. 249,70 g/mol; C. 172,18 g/mol; D. 291,51 g/mol; E. 89,10 g/mol; F. 244,23 g/mol]

cloridrico (hcl).

[0,3385 mol]

15 l’acetato di benzile (c9h10o2) è il componente attivo

dell’essenza di gelsomino. calcola le moli corrispondenti a 12,72 g di composto. [0,08470 mol]

A 234,50 g di h2So4 B 3600 mg di c4h10 C 2,0 kg di co2 [A. 2,391 mol; B. 0,06196 mol; C. 45 mol (4,5 · 101 mol)]

17 calcola la massa molare di una sostanza incognita, sapendo

2 La quantità chimica: la mole

che 50,0 g corrispondono a 2,77 mol.

8 Vero o falso? A una mole di elio contiene lo stesso numero di atomi di una mole di carbonio. B una mole di una qualsiasi sostanza ha una massa di 12 g. C la massa molare del carbonio-12 è 12 g/mol.

9 Il numero di avogadro vale:

[18,05 g/mol]

18 Il mentolo (c10h20o) è estratto dalla

menta selvatica e dà una tipica sensazione rinfrescante quando ingerito. determina la massa in grammi corrispondente a 2,50 · 10−2 mol di mentolo. [3,91 g]

19 Il glicerolo (c3h8o3), chiamato comunemente glicerina, è

6,022 · 1023 mol 6,022 · 10−23 mol 6,022 · 10−23 particelle/mol 6,022 · 1023 particelle/mol

usato nella preparazione di inchiostri, resine, nitroglicerina e di molte altre sostanze. calcola il numero di moli corrispondenti a 15,49 g di glicerolo. [0,1682 mol]

10 Quante moli di idrogeno sono presenti nella formula c2h6o?

46

A B C D E F

16 calcola il numero di moli presenti nelle seguenti masse:

A l’acido fosforico (h3Po4) è un composto ternario formato da 3 (h), 1 (P) e 4 (o). B l’acido fosforico (h3Po4) è un composto binario formato da 3 (h), 1 (P) e 4 (o).

B 6

nahco3 = .................................................................... Fe(oh)3 = ..................................................................... ca(hco3)2 = ................................................................ Fe(hco3)2 = ................................................................ cu(h2Po4)2 = .............................................................. K2hPo4 = ..................................................................... [A. 84,01 g/mol; B. 106,87 g/mol; C. 162,12 g/mol; D. 177,88 g/mol; E. 257,52 g/mol; F. 174,18 g/mol]

14 calcola a quante moli corrispondono 12,34 g di acido

6 la bilirubina, contenuta nella bile, è un pigmento di colore

A 2

A B C D E F

13 calcola la massa molare dei seguenti composti.

C o3 D n2

4 Quale dei seguenti è un composto quaternario?

A B C D

A una mole di atomi di idrogeno e una mole di atomi di ossigeno. B due moli di atomi di idrogeno e due moli di atomi di ossigeno. C due moli di atomi di idrogeno e una mole di atomi di ossigeno. D una mole di atomi di idrogeno e due moli di atomi di ossigeno.

C 1

D 0

20 calcola la massa molare di una sostanza incognita sapendo che in 768,4 g ci sono 2,024 mol.

[379,6 g/mol]

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

21 Il miele in passato era usato per

medicare le ferite perché presenta quantità minime di una sostanza ad azione antibiotica. calcola la massa molare della sostanza incognita, sapendo che 323 mg corrispondono a 9,50 ∙ 10−3 mol. di quale sostanza si tratta? A h2o C co2 B h2o2 D co

36 calcola le moli e il numero di particelle contenute in 33,0 g di h2So3.

37 calcola il numero di atomi di cloro (cl) e ossigeno (o)

presenti in 80,6 mg di pentaossido di dicloro (cl2o5). [Np(cl) = 6,42 · 1020 atomi; Np(o) = 1,61 · 1021 atomi]

38 calcola la massa di ossigeno (o) presente in 1,54 · 1023 unità [34,0 g/mol]

22 calcola il numero di moli totali date dalla somma di 123,78 mg di So2 e 0,567 g di So2.

[0,01078 mol]

23 calcola la massa totale in kilogrammi data da 0,123 mol di hcl e 17,50 g di hcl.

[0,022 kg]

24 Individua tra i seguenti il composto con il maggior numero

di moli: A 10,0 g di ca(oh)2; B 10,0 g h3Po4; C 10,0 g nacl. [A. 0,135 mol; B. 0,102 mol; C. 0,171 mol]

25 calcola la massa in grammi di cesio (cs), zinco (Zn) e arsenico

(as), sapendo che: A mmcesio = 132,9 g/mol, ncesio = 3,302 mol; B mmzinco = 65,37 g/mol, nzinco = 1,7916 mol; C mmarsenico = 74,92 g/mol, narsenico = 0,8712 mol. [A. 438,8 g; B. 117,1 g; C. 65,27 g]

26 aiutandoti con la tavola periodica, individua l’elemento sapendo che 44,55 g corrispondono a 1,651 mol.

(c3h8), sapendo che la sua densità è 0,493 g/cm3 (a 25 °c). [290 cm3]

28 calcola il numero di moli di metano (ch4) in 4,68 g e il

numero di moli di c e h presenti all’interno del composto. [n(ch4) = 0,292 mol; n(c) = 0,292 mol; n(h) = 1,17 mol]

29 calcola il numero di moli presenti in 25,3 ml di acido

solforico (h2So4), la cui densità è d = 1,84 g/ml (273,15 K). calcola inoltre il numero di moli di ciascun elemento all’interno della sostanza. [ntot = 0,475 mol; n(h) = 0,950 mol; n(S) = 0,475 mol; n(o) = 1,90 mol]

30 calcola la massa in grammi di ciascun elemento presente

in 1,48 mol di h3Po4. [m(h) = 4,48 g; m(P) = 45,83 g; m(o) = 94,72 g]

31 a quante unità formula corrispondono 0,534 mol di idrossido

[3,22 · 1023 unità formula]

32 calcola il numero di moli di acido perclorico (hclo4)

corrispondenti a 4,777 · 10 molecole di composto. [0,7933 mol] 23

33 1,433 · 1024 molecole di acido carbonico (h2co3), a quante moli corrispondono?

[2,380 mol]

34 calcola il numero di molecole (Np) presenti in 1,24 mol di h3Po4.

[7,47 · 1023 molecole]

35 calcola il numero di molecole (Np) presenti in 25,0 mg di h2So4.

formula di Sno2.

[8,19 g]

39 Quanti grammi di ch4 sono contenuti in un campione

preparato mescolando 0,00856 mol di ch4 con 4,01 · 1021 molecole di ch4? [0,244 g]

40 un campione è costituito da 73,24 g di idrossido mercurico,

hg(oh)2. calcola: A le moli di composto; B le moli di ogni elemento nel campione di composto; C la massa di ogni elemento nel campione. [A. 0,3122 mol; B. n(hg) = 0,3122 mol; n(o) = n(h) = 0,6244 mol; C. m(hg) = 62,63 g; m(o) = 9,990 g; m(h) = 0,631 g]

41 l’eugenolo (c10h12o2) si trova nell’essenza di alloro ed è

estratto dalle foglie della pianta. l’analisi chimica di un campione di eugenolo evidenzia la presenza di 14,35 mg di idrogeno (h). calcola la massa e il volume dell’intero composto, sapendo che d(c10h12o2) = 1,07 g/cm3 a 0 °c. [0,1949 g; 0,182 cm3]

42 6,564 mol di un generico composto, la cui densità è

27 calcola il volume che occupano 3,24 mol di propano liquido

di sodio (naoh)?

[0,402 mol; 2,42 · 1023 molecole]

[1,53 · 1020 molecole]

4,38 g/cm3, occupano un volume di 120,0 ml. calcola la massa molare della sostanza. [80,1 g/mol]

43 Quante moli e quanti atomi di piombo sono presenti in

0,230 cm3 di metallo? la densità del piombo è 11,34 g/cm3. [0,0126 mol; 7,59 · 1021 atomi]

44 l’argento da gioielleria (argento sterling) è una lega argento-

rame al 92,5% in massa di argento (ag). calcola le moli e gli atomi di argento presenti in un gioiello di argento sterling di massa 33,24 g. [0,2850 mol; 1,72 · 1023 atomi]

45 l’acido nitrico (hno3) si forma nell’atmosfera ed è uno

dei composti principali delle piogge acide. considera un campione di 1300 mg di acido e calcola: A le moli di hno3 e quelle di ciascun elemento; B il numero di molecole e di atomi nel composto; C la massa di ossigeno presente. [A. n(hno3) = n(h) = n(n) = 0,02063 mol; n(o) = 0,06189 mol; B. Np(hno3) = Np(h) = Np(n) = 1,24 · 1022 molecole e atomi; Np(o) = 3,73 · 1022 atomi; C. 0,9902 g]

46 la canfora (c10h16o) era usata per stimolare il sistema

respiratorio perché provoca una respirazione profonda e fa aumentare la pressione sanguigna. un campione di canfora contiene 3,27 · 1023 atomi di idrogeno. Sapendo che la densità del composto è 0,99 g/cm3 a 20 °c, calcola: A le molecole c10h16o e gli atomi di c e o; B le moli di c10h16o; C la massa di c10h16o; D il volume di c10h16o. [A. Np(c10h16o) = Np (o) = 2,04 · 1022 molecole; Np (c) = 2,04 · 1023 atomi; B. 0,0339 mol; C. 5,16 g; D. 5,21 cm3]

47

47 Il pentano (c5h12), a temperatura ambiente, ha una densità di

0,626 g/cm3. calcola il numero di moli e di molecole presenti in 500 ml di sostanza. [4,34 mol; 2,61 ∙ 1024 molecole]

48 Il cloruro di calcio (cacl2) in soluzione acquosa può arrivare

fino a −53,30 °c ed è, in molti casi, utilizzato come anticongelante. a seconda della preparazione, può inglobare nella struttura molecolare un differente numero di molecole d’acqua. un campione di 108,6 g di cacl2 · nh2o contiene 26,6 g di acqua (h2o). calcola: A il numero di moli e di molecole di calcl2 e di h2o; B il numero di molecole (n) di idratazione presenti nell’unità formula. [A. n(cacl2) = 0,739 mol; n(h2o) = 1,48 mol; B. Np(cacl2) = 4,45 · 1023; Np(h2o) = 8,91 · 1023; n = 2]

59 un composto di formula minima ch4 ha massa molare 64,168 g/mol. Qual è la formula molecolare?

[c4h16]

60 un composto di formula minima cho ha massa molecolare di 232,14 u. determina la formula molecolare.

[c8h8o8]

61 l’analisi di un composto di massa molecolare 64,07 u ha dato il seguente risultato: %(S) = 50,05%, %(o) = 49,95%. determina la formula minima del composto.

[So2]

62 Il propano, un gas combustibile, ha massa molecolare 44,06 u

e ha la seguente composizione percentuale: %(c) = 81,70%, %(h) = 18,30%. determina la formula minima e molecolare del composto. [c4h10]

63 163,12 g di un composto sono formati da 86,32 g di

3 Formula molecolare e composizione percentuale 49 completa le seguenti frasi. A la .................................................................... indica il rapporto minimo tra gli atomi degli elementi di un composto. B la .................................................................... indica la percentuale in massa di ogni elemento in un composto. C la .................................................................... indica il numero di atomi di ciascun elemento nella molecola di un composto.

50 dall’analisi in laboratorio di un campione si ottengono

i seguenti risultati: 6,01 g di carbonio (c), 1,51 g di idrogeno (h) e 8,00 g di ossigeno (o). determina la formula minima del composto. [ch3o]

51 un campione di sostanza è formato da 48,04 g di carbonio

(c) e 6,06 g di idrogeno (h). determina la formula minima. [c2h3]

52 l’analisi di un campione ha dato i seguenti risultati: 18,03 g

di carbonio (c), 4,53 g di idrogeno (h) e 24,0 g di ossigeno (o). determina la formula minima. [ch3o]

53 determina la formula minima di una generica sostanza,

sapendo che contiene 3,35 g di idrogeno (h), 41,05 g di carbonio (c) e 106,65 g di ossigeno (o). [hco2]

54 un generico composto a, formato da carbonio, idrogeno e

ossigeno, ha dato all’analisi i seguenti risultati: %(c) = 55,81%; %(h) = 7,02%; %(o) = 37,17%. determina la formula minima del composto. [c2h3o]

55 un composto contenente potassio, cromo e ossigeno

ha dato all’analisi i seguenti risultati: %(K) = 26,31%; %(cr) = 35,79%; %(o) = 37,87%. determina la formula minima del composto. [K2cr2o7]

56 la cisteina è una molecola formata da: %(c) = 29,55%;

%(h) = 5,90%; %(n) = 11,30%; %(o) = 26,72%; %(S) = 26,44%. determina la formula minima. [c3h7no2S]

57 un generico campione di massa molecolare 93,10 u ha la

seguente composizione percentuale: %(c) = 38,69%; %(h) = 9,77%; %(o) = 51,54%. determina la formula minima e quella molecolare. [ch3o; c3h9o3]

58 un composto la cui massa molecolare è 104,06 u è costituito

da 21,63 g di carbonio (c), 2,40 g di idrogeno (h) e 38,4 g di ossigeno (o). determina le formule minima e molecolare. [c3h4o4]

48

alluminio (al) e da ossigeno (o). determina la formula minima e molecolare, sapendo che la massa molecolare è 101,96 u; calcola inoltre la composizione percentuale. [al2o3; %(al) = 52,92%; %(o) = 47,08%]

64 Il diazepam (c16h13on2cl), conosciuto anche come Valium,

è uno psicofarmaco della categoria delle benzodiazepine. calcola la composizione percentuale degli elementi in 284,7 g di composto. [%(c) = 67,49%; %(h) = 4,602%; %(o) = 5,619%; %(n) = 9,840%; %(cl) = 12,45%]

65 l’acido oleico (c18h34o2) è contenuto nell’olio di oliva. determina la composizione percentuale degli elementi in 50,0 g di acido. Rappresenta su un grafico i risultati.

[%(c) = 76,53%; %(h) = 12,13%; %(o) = 11,34%]

66 l’accumulo di acido lattico (c3h6o3) determina la comparsa

della fatica muscolare. calcola la percentuale di c, h e o in 12,35 g di acido lattico. [%(c) = 40,0%; %(h) = 6,7%; %(o) = 53,3%]

67 calcola la percentuale di c, h e o nella formaldeide (ch2o).

Per quale ragione le percentuali di questo problema e del precedente sono identiche, anche se i composti analizzati sono differenti? [%(c) = 40,0%; %(h) = 6,7%; %(o) = 53,3%]

68 dal metabolismo del carotene (c40h56) si produce la vitamina

a. calcola la percentuale di carbonio e idrogeno in 50,0 g di carotene. [%(c) = 89,48%; %(h) = 10,52%]

69 calcola la percentuale di ciascun elemento nell’idrossido

di calcio, ca(oh)2. [%(ca) = 54,09%; %(o) = 43,19%; %(h) = 2,72%]

70 la nichetamina è formata da carbonio, idrogeno, ossigeno

e azoto, ha dato all’analisi i seguenti dati: %(c) = 66,9%; %(h) = 8,01%; %(n) = 16,05%. Sapendo che la massa molare è 178,231 g/mol, determina la formula minima e molecolare del composto. [c10h14n2o]

71 l’aldeide cinnamica (c9h8o) conferisce i caratteristici sapore

e odore alla cannella. calcola il numero di moli presenti in 235,0 g di aldeide e la percentuale di ciascun elemento. [n = 1,778 mol; %(c) = 81,79%; %(h) = 6,10%; %(o) = 12,11%]

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

72 calcola il numero di atomi di idrogeno e la percentuale

di idrogeno in un campione di 5,00 g di anilina (c6h5nh2). [2,26 · 1023 atomi; %(h) = 7,58%]

78 dal grafico ricava la composizione percentuale della sostanza in esame e determina la formula minima e molecolare, sapendo che la massa molecolare del composto è 180 u.

73 calcola il numero di atomi di piombo (Pb) presente in un

53,28% ossigeno

39,99% carbonio

campione di 150 cm3 di una lega costituita da piombo (Pb) al 67% in massa e da stagno (Sn) al 33%. la lega ha una densità di 9,4 g/cm3 a 25 °c. [2,7 · 1024 atomi]

74 In laboratorio arriva un campione di 15 000 g di carbonato

di calcio (caco3) al 95% in massa. calcola il numero di moli e di molecole di carbonato presenti. [149,86 mol; 9,024 ∙ 1025 molecole] mentre è praticamente assente nelle piante. calcola la massa di colesterolo corrispondente a 1,23 · 1024 molecole e la percentuale di carbonio presente. [789,9 g; %(c) = 83,9%]

76 determina la composizione percentuale dei seguenti

composti. A 32,70 mg di hBr B 200,0 ml di naclo, d = 1,083 g/cm3 (0 °c) C 80,5 kg di K3Po4 [A. %(h) = 1,246%; %(Br) = 98,75%; B. %(na) = 30,89%; %(cl) = 47,62%; %(o) = 21,49%; C. %(K) = 55,26%; %(P) = 14,59%; %(o) = 30,15%]

77 la composizione percentuale di un composto è la seguente: %(c) = 61,21%; %(h) = 6,18%; %(o) = 32,62%. A Rappresenta su un grafico le percentuali. B determina la formula minima della sostanza.

[B. c5h6o2]

[ch2o; c6h12o6]

79 la saccarina è un potente dolcificante. In un campione di

50,0 mg si sono ottenuti i risultati rappresentati nel grafico.

Massa elementi (mg)

75 Il colesterolo (c27h46o) è fondamentale per la vita animale,

6,73% idrogeno

25

22,95

20 15

13,11

10

8,74

5 1,375 0

0

C

3,825

H N O Elementi che compongono la saccarina

S

A determina le formule minima e molecolare del composto, sapendo che la massa molare è 183,19 u. B calcola la composizione percentuale di ciascun elemento. [A. c7h5no3S; B. %(c) = 45,9%; %(h) = 2,75%; %(n) = 7,65%; %(o) = 26,2%; %(S) = 17,5%]

COMPETENZE 80 ARGOMENTA E CALCOLA Il gesso è una roccia

sedimentaria che si forma per precipitazione del solfato di calcio (caSo4), in seguito all’evaporazione dell’acqua a elevata salinità. Questo composto trova largo impiego in agricoltura come fertilizzante, come correttivo dei terreni e come integratore nei concimi. Il caSo4 è formato da ioni calcio (ca2+) e solfato (So42−). a. l’evaporazione è una trasformazione fisica o chimica? motiva la risposta. b. che cos’è uno ione e qual è la differenza tra catione e anione? c. completa la tabella inserendo i dati mancanti. Z

82 CALCOLA l’acido ascorbico è comunemente chiamato

vitamina c ed è essenziale per il nostro organismo, che non è in grado di produrlo. Il fabbisogno giornaliero è di circa 50-75 mg; la carenza di questa sostanza provoca lo scorbuto. analizza il grafico e determina la formula minima e molecolare della vitamina c, sapendo che la massa molecolare è 176,12 u. 54,5%

40,92% C H O

Elettroni

calcio (ca) Ione calcio (ca2+) d. calcola la massa di solfato di calcio (caSo4) corrispondente a 3,69 · 1023 molecole. [d. 83,4 g]

81 CALCOLA un alimento contiene lo 0,10% in massa di

benzoato di sodio (c6h5coona). Se mangi 74,5 g di alimento, quanti milligrammi di benzoato di sodio ingerisci? a quante moli di sodio (na) corrispondono? Quanti milligrammi di sodio assimili? [m = 74,5 mg; n = 5,17 · 10−4 mol; m = 11,9 mg]

4,58%

83 PROBLEM SOLVING la densità dell’oro (au) è 19,32 g/cm3.

Quanti atomi contiene una lamina d’oro quadrata, di lunghezza 2,50 cm e spessore 0,100 mm? [3,69 · 1021 atomi]

84 CALCOLA l’oro, sembra essere presente nel mare in quantità pari a 0,15 mg/tonnellata. determina la massa che potresti estrarre da 0,250 l e il numero di atomi di oro presenti. considera la densità dell’acqua di mare pari a 1,03 g/ml. [m = 3,87 · 10−5 mg; Np = 1,18 · 1014 atomi]

49

85 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO osserva l’immagine della molecola del testosterone e rispondi alle domande. a. Scrivi gli indici nella formula molecolare della sostanza. Ricordati che il grigio corrisponde al carbonio, il bianco all’idrogeno e il rosso all’ossigeno.

IN DIGITALE

87 PROBLEM SOLVING la nicotina (c10h14n2) è un veleno

ad azione rapida ed è, a tutti gli effetti, una sostanza stupefacente. I consumatori abituali di nicotina manifestano una forte dipendenza psichica, simile a quella generata dall’eroina e dalla cocaina, alla quale si aggiunge una dipendenza fisica. una sigaretta contiene circa 8 mg di nicotina, un valore superiore a quello dichiarato sulla confezione, che fa riferimento ai valori misurati nel fumo. a. Individua la formula minima della nicotina. b. completa la tabella inserendo la quantità di nicotina, totale e assimilata, in funzione delle sigarette fumate.

Prova con Excel

Sigarette fumate per giorno

c… h… o…

5

b. un campione di testosterone contiene 791,0 mg di c, 98,03 mg di h e 111,0 mg di o. calcola il numero di moli di ciascun elemento, il numero di atomi (Np) di ciascun elemento e la percentuale in massa di ciascun elemento nel composto. c. con l’aiuto del docente disegna un istogramma delle percentuali degli elementi. metti lungo l’asse delle ascisse (x) gli elementi (c, h e o), mentre sulle ordinate (y) le percentuali. [b. n(c) = 0,06590 mol, n(h) = 0,09725 mol, n(o) = 0,006938 mol; Np(c) = 3,968 · 1022 atomi, Np(h) = 5,856 · 1022 atomi, Np(o) = 4,178 · 1021 atomi; %(c) = 79%, %(h) = 10%, %(o) = 11% (i valori percentuali sono approssimati)]

10

86 ARGOMENTA E CALCOLA decidete di provare a fare un fior

600 500 400

20 c. considera un volume di 20,0 ml di nicotina e calcola: • il numero di moli di composto, sapendo che la densità è 1,01 g/cm3; • il numero di molecole di composto; • il numero di moli e atomi di c, h e n nel composto; • le percentuali di c, h e n presenti nella massa considerata. [c. n(c10h14n2) = 0,124 mol; Np(c10h14n2) = 7,47 · 1022 molecole; n(c) = 1,24 mol, n(h) = 1,74 mol, n(n) = 0,248 mol, Np(c) = 7,47 · 1023 atomi, Np(h) = 1,05 · 1024 atomi, Np(n) = 1,49 · 1023 atomi; %(c) = 74,0%, %(h) = 8,70%, %(n) = 17,3%]

88 CALCOLA calcola il numero di atomi di piombo (204Pb)

presenti in un frammento di metallo di 215 mg. l’abbondanza isotopica dell’elemento è 1,4%. [8,7 · 1018 atomi]

89 CALCOLA 100,0 g di nitrato di potassio (Kno3) sono sciolti in 100,0 g di acqua. osserva il grafico e determina: a. a che temperatura la soluzione è satura; b. la massa in grammi di Kno3 che si deposita sul fondo quando la soluzione è raffreddata di 20 °c; c. le moli di Kno3 precipitate/depositate sul fondo; d. la percentuale di ciascun elemento appartenente al composto.

300 200 100 0

0

20

40 60 Temperatura (°C)

80

100

b. alla temperatura considerata dalla ricetta, una soluzione saccarosio-acqua è satura con 140 g di zucchero? c. Il latte è un miscuglio omogeneo o eterogeneo? d. nella lista degli ingredienti, riconosci un eventuale colloide? e. Il saccarosio ha formula molecolare c12h22o11, massa molare 342,30 g/mol e densità 1,5879 g/cm3 (a 20 °c). a quante moli di zucchero corrispondono i 140 g della ricetta? che volume occupano i 140 g? [a. circa 370 g; e. 0,409 mol; 88,2 cm3]

50

Nicotina assimilata (mg)

15

Soluto (g/100 g H2O)

Solubilità saccarosio (g/100 g di acqua)

di latte in casa, usando i seguenti ingredienti: 500 ml di latte intero, 180 ml di panna fresca, 140 g di zucchero, 19 g di latte in polvere. la ricetta prevede, come primo passaggio, di versare il latte, la panna e lo zucchero in un pentolino, metterlo sul fuoco e scaldarlo fino a 85 °c (temperatura di pastorizzazione). a. osserva il grafico: quanto zucchero devi aggiungere a 100 g di acqua per rendere satura la soluzione acquosa a t = 85 °c?

Nicotina totale (mg)

130 120 110 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0

KNO3

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (°C)

[b. circa 40 g; c. 0,396 mol; d. %(K) = 38,7%; %(n) = 13,9%; %(o) = 47,4%]

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

90 PROBLEM SOLVING Il potassio (K) esiste sotto forma di

ione positivo (K+) nell’organismo umano ed è lo ione inorganico più abbondante all’interno delle cellule. Sono noti 17 isotopi, 3 dei quali naturali: 39K (93,3%), 40K (0,01%) e 41K (6,7%). di colore bianco argenteo, ha una densità pari a 0,864 g/cm3 (a 0 °c). a contatto con l’acqua reagisce secondo la reazione: 2K (s) + 2h2o (l) → 2KOH (aq) + h2 (g). a. Rappresenta sul quaderno l’atomo K e lo ione K+. b. calcola la massa atomica media del potassio. c. nella trasformazione scritta, individua i reagenti e i prodotti di reazione. d. Ipotizza di mettere a reagire 78,20 g di K con 36,04 g di acqua. a termine della reazione si sono prodotti 2,020 g di h2. Qual è la massa di Koh che si forma? a quante moli corrisponde? e. Qual è la percentuale di ciascun elemento nel composto Koh? f. Saresti in grado di rappresentare le percentuali trovate in un areogramma (diagramma a torta)? [b. ar = 39,14; d. m(Koh) = 112,2 g; n(Koh) = 2,00 mol; e. %(K) = 69,7%; %(o) = 28,5%; %(h) = 1,8%]

91 PROBLEM SOLVING In laboratorio il professore ti chiede di

preparare una soluzione satura di solfato di magnesio (mgSo4) in 500,0 ml di acqua (d (h2o) = 0,997 g/ml, a 25 °c). Per essere sicuro, decidi di sciogliere 125,0 g di solfato di magnesio. a. Qual è la concentrazione % m/m della soluzione preparata? b. calcola il numero di particelle di solfato di magnesio e il numero di atomi di ossigeno. c. a 0 °c la solubilità del solfato di magnesio è 269 g/l e tende a crescere con la temperatura. credi che la soluzione preparata sia satura? [a. %m/m = 20,0%; b. Np(mgSo4) = 6,26 · 1023 molecole; Np(o) = 2,50 · 1024 atomi]

92 CALCOLA l’insieme delle ossa che compongono il nostro

apparato scheletrico rappresenta mediamente il 20,0% della massa corporea. considera un individuo di 80,0 kg e calcola: a. la massa scheletrica; b. la massa di fosfato di calcio (ca3(Po4)2), sapendo che questo composto costituisce circa il 50% delle ossa; c. la massa di fosforo presente; d. la composizione percentuale degli elementi. la massa di fosfato di calcio che hai trovato occupa un volume di 2547,7 cm3 a 0 °c. completa la tabella inserendo la densità della sostanza, alla temperatura considerata, nelle corrette unità di misura. Composto

Densità (g/cm3)

Densità (kg/m3)

93 CALCOLA un metallo incognito (m) reagisce con l’ossigeno atmosferico (o2) per formare il corrispondente ossido metallico (mo2). Sapendo che la massa di m è 6,216 g, mentre quella dell’ossido è 7,176 g, calcola: a. la massa di ossigeno (o2) reagita; b. le moli e gli atomi di ossigeno nel composto; c. il rapporto in moli ossigeno/elemento incognito nel composto; d. la massa molare del metallo incognito; e. il simbolo del metallo incognito; f. la percentuale di m nel composto. Rappresenta la composizione percentuale del composto attraverso un grafico.

l’elemento m individuato ha le seguenti proprietà: densità, d = 11 340 kg/m3; calore specifico c = 129 J/kg · K; calore latente di fusione, lλ = 4,799 kJ/mol. calcola: g. il volume (m3) occupato dalla massa di metallo reagita; h. il calore necessario per fondere il metallo partendo da 25,0 °c fino a 327,46 °c, temperatura di fusione. [a. 0,960 g; b. 0,0600 mol, 3,61 · 1022 atomi; c. 2:1; d. 207,2 g/mol; f. %(Pb) = 86,62%; g. 5,481 · 10−7 m3; h. 0,386 kJ]

94 CALCOLA E ARGOMENTA l’emoglobina è una delle

molecole più importanti del nostro organismo. Si trova nei globuli rossi e ha 4 atomi di ferro, capaci di legare l’ossigeno in modo reversibile. ogni molecola contiene lo 0,33% in massa di ferro (Fe). L’emoglobina

ferro Gruppo eme

a. definisci il rapporto in moli ferro/emoglobina e calcola la massa molare della proteina. b. l’anemia è una patologia dovuta alla carenza di ferro. Secondo l’organizzazione mondiale della Sanità, deve considerarsi accertata quando i valori di emoglobina nel sangue sono inferiori a 12 g/dl (grammi per decilitro) nelle donne e 13,4 g/dl negli uomini. In alcuni casi, per aumentare la quantità di ferro è possibile assumere due diversi medicinali. • Medicinale A Individua dal grafico le percentuali di ciascun elemento e determina la formula molecolare del composto, sapendo che l’analisi chimica ha determinato che la massa molare è 151,92 g/mol. 42,13%

36,76%

ca3(Po4)2

Fe S O

Infine, il fosfato di calcio (ca3(Po4)2) può essere sintetizzato a partire da ossido di calcio (cao) e acido fosforico (h3Po4), secondo la reazione: 3cao + 2h3Po4 → ca3(Po4)2 + 3h2o considera i seguenti dati e verifica se è valida la legge di lavoisier: • n(cao) = 0,0136 mol; • Np(h3Po4) = 5,46 · 1021 molecole; • V(h2o) = 0,246 ml, d(h2o) = 0,99705 g/ml a 25 °c. [a. 16,0 kg; b. 8,0 kg; c. 1,597 kg; d. %(ca) = 38,76%; %(P) = 19,97%; %(o) = 41,27%]

21,11%

• Medicinale B. Il secondo composto, di massa molare 446,15 g/mol, è formato da 55,85 g di ferro (Fe), 144,12 g di carbonio (c), 22,18 g di idrogeno (h) e 224,0 g di ossigeno (o). determina la formula molecolare. un paziente anemico consulta due medici: il primo, gli somministra 250 mg del medicinale a; il secondo, 250 mg del medicinale B. Quale farmaco contiene più ferro? [a. 4:1; circa 6,76 · 104 g/mol; b. FeSo4; Fec12h22o14]

51

Porre fine alla fame, raggiungere la sicurezza alimentare, migliorare la nutrizione e promuovere un’agricoltura sostenibile 2.4 Entro il 2030, (…) applicare pratiche agricole resilienti che aumentino la produttività e la produzione, che aiutino a conservare gli ecosistemi (…) e che migliorino progressivamente il terreno e la qualità del suolo.

VIDEO

La Rivoluzione verde Norman Ernest Borlaug, agronomo e ambientalista, nonché vincitore del premio Nobel per la pace nel 1970, è stato definito il padre della Rivoluzione verde: «il più grande avanzamento tecnologico dal punto di vista della coltivazione della terra, avvenuto nella seconda metà del secolo scorso, che ha dato un approccio innovativo alla produzione agricola». Questa particolare rivoluzione è legata all’impiego di vegetali geneticamente selezionati e all’uso di fertilizzanti e fitofarmaci innovativi, che hanno garantito un aumento significativo delle produzioni di interesse alimentare, quali mais, riso e grano. Per ottenere risultati di tale portata, si è investito sul miglioramento genetico delle piante e delle sementi e sulla ricerca di nuove tecnologie agricole: sviluppare prevalentemente alcune parti della pianta, utilizzare semi selezionati, sintetizzare fertilizzanti efficaci, applicare nuove metodologie di irrigazione e introdurre nuovi prodotti fitosanitari sono soluzioni che hanno impennato la resa produttiva. Prima della Rivoluzione verde, l’aumento della produzione non poteva che essere conseguenza diretta della superficie di terreno coltivata; dopo, il balzo produttivo è stato impressionante. La situazione è ancora però allarmante. Le Nazioni Unite dichiarano che entro il 2050 la Terra avrà due miliardi di abitanti in più, mentre il Comitato intergovernativo sui cambiamenti climatici dell’Onu (Ipcc) sottolinea che «negli ultimi vent’anni si è registrato un rallentamento del tasso di crescita delle produzioni agricole». Oggi si spera in una Rivoluzione verde 2.0 che, a differenza della precedente, offra soluzioni innovative sostenibili che

riducano al minimo l’impatto ambientale. Il fulcro della prossima Rivoluzione verde, molto probabilmente, sarà l’informazione: non solo sarà necessario raccogliere dati in quantità enormi, ma bisognerà essere in grado di elaborarli. Integrando nella filiera produttiva le tecnologie del Terzo millennio, è concreta la possibilità di fare un salto in avanti nella capacità produttiva. In Italia la superficie media coltivata (rispetto a quella coltivabile) è di 8 ettari, negli Stati Uniti di 160. Impiegare macchinari automatizzati, in grado di essere pilotati a distanza o attraverso GPS, sarà il prossimo obiettivo e la prossima conquista. Dobbiamo forse dimenticarci la visione romantica dell’agricoltura: i sistemi di gestione delle attività agricole saranno in grado di elaborare un’immensa quantità di dati e informazioni provenienti da droni, satelliti e altri strumenti. I Big Data entreranno prepotentemente nel sistema agroalimentare, integrando in tempo reale le informazioni provenienti dai modelli meteorologici e dai luoghi di coltivazione. Ci stiamo spingendo verso un’agricoltura di precisione che, secondo i più ottimisti, potrebbe portare tassi di crescita della produzione superiori al 50% entro il 2050.

Produzione di mais (tonnellate/ettaro)

12

10

LO SAPETE CHE…? • … 815 milioni di persone soffrono la fame.

8

• … 70,8 milioni di persone in tutto il mondo sono state costrette a fuggire dal proprio Paese, anche per problemi di fame.

6

• … secondo l’unione europea la sicurezza alimentare riguarda anche l’alimentazione e la salute degli animali, i controlli dei veterinari, i controlli fitosanitari, la preparazione e l’igiene dei prodotti alimentari.

4

2

0

52

terra coltivata negli Stati Uniti produzione di mais negli Stati Uniti

1870

1890

1910

1930 Anni

1950

1970

1990

2010

• … in Italia l’agricoltura registra risultati positivi in termini di eco-efficienza. l’impegno nel nostro Paese è volto a combattere fenomeni di sfruttamento del lavoro e di evasione fiscale.

2 Il lInguaggIo della chImIca e la mole

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 Il numero di avogadro è: A 6,022 · 10 B 6,022 · 1023

14 la formula minima indica il rapporto: C 6,022 · 10 D 6,022

−23

2 una mole di silicio (Si) ha massa: A 6,022 · 1023 g B 6,022 · 10−23 g

C 28,09 g D 14 g

3 la massa di una mole di carbonio (c) è: A 6,022 · 1023 g B 6,022 · 10−23 g

C 28,09 g D 12,01 g

n A m = _____ mm

mm C m = _____ n

B m = n · mm

D m = n + mm

5 la massa molare di una sostanza incognita è data da: B m = n · mm

m C mm = __ n D mm = m · n

6 Il numero di particelle di una qualsiasi sostanza è dato da: n A Np = _____ mm

n C Np = ___ Na

B Np = n · Na

N D Np = ___a n

Np m A n = _____; n = ___ mm Na

m C n = _____; n = Np · Na mm

Np B n = m · mm; n = ___ Na

N m D n = _____; n = ___a mm Np

8 la massa di una mole di carbonio (c) contiene: C 28,09 atomi. D 12,01 atomi.

9 la mole è una: A B C D

10 In una mole ci sono: C 6,022 particelle. D 6,022 elettroni.

11 6,022 · 1023 molecole di acido solforico (h2So4) hanno massa: A 98,09 g B 6,022 · 10−23 g

C 6,022 · 10 g D 1g 23

12 1 mol di acido solforico (h2So4) è formata da: A B C D

2 atomi di h, 1 atomo di S, 4 atomi di o. 1 atomo di h, 2 atomi di S, 4 atomi di o. 2 mol di h, 1 mol di S, 4 mol di o. 4 mol di h, 1 mol di S, 2 mol di o.

13 dalla formula molecolare è possibile ricavare la percentuale in massa di: A ciascuno ione. B ciascun composto.

16 la massa molare dell’alluminio (al) è 26,98 g/mol. Questo

significa che: A 26,98 mol di alluminio hanno massa pari a 1 g. B 6,022 · 1023 atomi di alluminio hanno massa pari a 1 g. C 6,022 · 1023 atomi di alluminio hanno massa pari a 26,98 g. D 26,98 atomi di alluminio hanno massa pari a 6,022 · 1023 g. A il più piccolo insieme complessivamente non neutro di ioni. B il più piccolo insieme complessivamente neutro di ioni. C il più piccolo insieme complessivamente neutro di molecole. D il più grande insieme complessivamente neutro di ioni.

18 la massa di una mole di un elemento è detta massa molare ed è uguale alla sua massa atomica espressa in: A kilogrammi. B grammi. C milligrammi. D moli.

19 Il numero che precede la formula è detto coefficiente:

proprietà. grandezza fisica. grandezza fondamentale. unità di misura del calore.

A 6,022 · 1023 particelle. B 6,022 · 10−23 particelle.

A il numero di atomi di ogni elemento in una molecola. B il numero di molecole di ogni elemento in una molecola. C il numero di atomi di ogni elemento in una molecola, espresso con numeri frazionari. D il rapporto, espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto.

17 l’unità formula è:

7 Il numero di moli può essere calcolato con le formule:

A 6,022 · 1023 atomi. B 6,022 · 10−23 atomi.

A minimo, espresso con numeri interi, tra le molecole che costituiscono un composto. B minimo, espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto. C massimo, espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto. D espresso con numeri interi, tra gli atomi che costituiscono un composto.

15 la formula molecolare indica:

4 la massa di una sostanza si calcola con la formula:

A n = Σ mm

VERIFICA INTERATTIVA

C ciascun elemento. D ciascun isotopo.

A stechiometrico e moltiplica l’indice di ogni atomo della formula. B numerico e moltiplica l’indice di ogni atomo della formula. C stechiometrico e divide l’indice di ogni atomo della formula. D stechiometrico e somma l’indice di ogni atomo della formula.

20 dalla composizione percentuale: A B C D

non è possibile ricavare la formula molecolare. è possibile ricavare la formula di struttura. è possibile ricavare la formula molecolare. è possibile ricavare la formula molecolare solo nei composti binari.

21 dalla formula molecolare: A è possibile ottenere la composizione percentuale. B non è possibile ottenere la composizione percentuale. C è possibile ottenere la composizione percentuale solo nei composti binari. D è possibile ottenere la composizione percentuale solo nei composti binari e ternari.

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CAPITOLO

3

CONTENUTI

Dal modello di Bohr al modello a orbitali 1 La necessità di un nuovo modello 2 La teoria ondulatoria della luce 3 La teoria corpuscolare della luce 4 Il modello atomico di Bohr 5 Il dualismo onda-particella 6 La configurazione elettronica degli atomi IN DIGITALE Schede di laboratorio Saggio alla fiamma

1

La necessità di un nuovo modello

All’inizio del XX secolo, il lavoro del fisico neozelandese Ernest Rutherford (1871-1937, Figura 1a) e di altri scienziati come Niels Bohr e Albert Einstein (Figura 1b) aveva portato a ipotizzare un modello atomico caratterizzato da un piccolissimo nucleo, in cui era concentrata quasi tutta la massa, circondato da elettroni che occupavano quasi del tutto il volume atomico. Queste affermazioni sono ritenute tuttora valide. Tuttavia, lo stesso Rutherford intuì la necessità di rivedere la sua teoria, che non riusciva a spiegare alcuni dati sperimentali. Nel 1913, Bohr superò i limiti del modello di Rutherford formulando la prima teoria quantistica della struttura atomica. Oggi sappiamo che la maggior parte delle conoscenze sulla struttura dell’atomo derivano dallo studio delle interazioni degli atomi con la luce (in condizioni opportune). Perciò, per comprendere i modelli atomici moderni prenderemo in considerazione le caratteristiche della luce. In particolare ci concentreremo su alcune sue proprietà e vedremo che queste possono essere spiegate se la immaginiamo come un treno di onde (teoria ondulatoria della luce), oppure formata da particelle (teoria corpuscolare della luce).

54

a

b

↑ Figura 1

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

2

La teoria ondulatoria della luce

Caratteristiche della luce

Ampiezza

ENGLISH Nel 1864 J. Clerk Maxwell propose un’interessante teoria, secondo la quale la onde elettromagnetiche luce visibile è una forma di energia radiante che si propaga per mezzo di onde (o electromagnetic radiation radiazioni) elettromagnetiche (e.m.), alla velocità di 300 000 kilometri al secondo nel vuoto. La teoria proposta da Maxwell può essere riassunta nei seguenti punti: • l’energia radiante è generata da cariche elettriche in movimento; • l’energia radiante si propaga nello spazio con un movimenlunghezza d’onda (λ) to ondulatorio; • il movimento ondulatorio dell’onda elettromagnetica è deampiezza (A) scritto da una curva sinusoidale che si può rappresentare direzione di propagazione riportando in grafico l’ampiezza dell’onda (altezza) e il tempo (Figura 2).

I parametri che descrivono una qualsiasi onda elettromagnetica sono i seguenti. Tempo periodo (T ) • L’ampiezza (A): è la distanza massima o minima della cresta dell’onda rispetto all’asse di propagazione. Secondo la teoria ondulatoria, attraverso l’ampiezza è possibile calcolare l’intensità (I) di ↑ Figura 2 una radiazione, cioè la quantità di energia che arriva su una superficie nell’unità di tempo: maggiore è l’ampiezza, maggiore è l’intensità e quindi maggiore è l’energia ENGLISH associata all’onda elettromagnetica: • ampiezza amplitude 2 • periodo period I = K · A (K è una costante); • lunghezza d’onda wavelenght • Il periodo (T): è il tempo impiegato dalla radiazione elettromagnetica per comfrequenza frequency • piere un’oscillazione completa. L’unità di misura del periodo è il secondo (s); • La lunghezza d’onda (λ): è lo spazio percorso dalla radiazione elettromagnetica in un periodo. Corrisponde alla distanza tra due creste consecutive dell’onda. L’unità di misura è il metro (spesso si usano i sottomultipli del metro); • La frequenza (ν): è il numero di oscillazioni complete in un secondo. Matematicamente è l’inverso del periodo e la sua unità di misura è l’hertz (Hz): 1 ν = __ T

1 1 Hz = ___ 1s

La frequenza è inversamente proporzionale alla lunghezza d’onda: se λ diminuisce, ν aumenta (Figura 3). bassa frequenza

alta frequenza

λ

λ

ampiezza

ampiezza

← Figura 3 • la velocità di propagazione (c) è la velocità con cui si sposta un massimo o un minimo dell’onda. Per le onde luminose nel vuoto è di 300 000 km/s.

55

Relazione tra frequenza e lunghezza d’onda velocità di propagazione lunghezza d’onda

λ = _c_ ν

frequenza

La velocità di propagazione delle onde elettromagnetiche è comunemente chiamata velocità della luce. Vediamo qual è la relazione tra lunghezza d’onda e frequenza nel caso della radiazione luminosa: spazio velocità = ______ tempo

spazio = velocità · tempo

da cui

cioè λ=c·T 1 Sapendo che ν = __ possiamo mettere in relazione lunghezza d’onda, velocità e freT quenza: 1 λ = c · __ ν

Lo spettro elettromagnetico Le radiazioni elettromagnetiche possono essere caratterizzate da onde di lunghezze d’onda diversa oppure da onde con la stessa λ: nel primo caso si tratta di radiazioni policromatiche, nel secondo caso di radiazioni monocromatiche. La luce di una comune lampadina a incandescenza o quella emessa dal Sole sono esempi di luce bianca: ciascuna è un insieme, o fascio, di onde policromatico, costituito cioè da radiazioni di lunghezza d’onda differente. La radiazione solare, nell’intervallo compreso tra i 400 e i 700 nm, contiene le onde dello spettro della luce visibile, cioè tutte le onde che possiamo vedere con i nostri occhi e che vanno dal rosso al violetto. Il fatto che una parte della luce proveniente dal Sole sia costituita dalle onde dello spettro del visibile è dimostrato dall’esperimento del prisma: esso, se colpito da un raggio di luce, separa le radiazioni di diverso colore e dà origine a uno spettro continuo, con tutti i colori dell’iride (Figura 4a). Lo stesso fenomeno è osservabile quando, dopo un temporale, si forma l’arcobaleno: in questo caso sono le gocce d’acqua presenti nell’aria a scomporre la luce (Figura 4b).

a

b

← Figura 4

La luce visibile non è che una parte, molto ristretta in effetti, dell’intero spettro elettromagnetico: tutte le radiazioni elettromagnetiche si estendono su un intervallo continuo di frequenze, chiamato spettro elettromagnetico.

56

ENGLISH

spettro elettromagnetico electromagnetic spectrum

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

Lo spettro elettromagnetico copre un intervallo che va dalle onde radio, che sono le più lunghe, ai raggi gamma (γ), che sono le onde con la lunghezza d’onda più piccola. Come possiamo vedere nella Figura 5, in alto sono riportati i valori di frequenza (in hertz) e in basso i corrispondenti valori di lunghezza d’onda (in metri). L’energia delle radiazioni aumenta al crescere della frequenza: le radiazioni ultraviolette (UV), per esempio, hanno più energia delle radiazioni infrarosse (IR). luce visibile 104

106

108

onde radio 105

103

10

1010

1012

microonde 10–1

Frequenza ν (Hz) 1014

infrarosso

10–3

10–5

1016 ultravioletto 10–7

l’energia aumenta luce

700

1018

1020

raggi X 10–9

1022

1024

raggi gamma 10–11

10–13

10–15

Lunghezza d’onda λ (m)

v is ibi le

600

500 400 Lunghezza d’onda λ (nm)

← Figura 5

PROBLEMA SVOLTO

1 Determinare la frequenza a partire dalla lunghezza d’onda Un laser usato in un concerto emette una luce verde con una lunghezza d’onda di 550 nm. Calcola la frequenza. RISOLVI

Dati

Incognite

λ = 550 nm

ν=?

Conosci la lunghezza d’onda (λ), devi calcolare la frequenza (ν). Puoi approssimare la velocità della radiazione con la velocità della luce nel vuoto (3,00 · 108 m/s); c quindi, per calcolare l’incognita puoi usare l’equazione: ν = __. λ

Calcola

inserisci nell’equazione i valori noti: c 3,00 · 10⁸ m/s = 5,45 · 1014 s−1 (cioè hz) ν = __ = ___________ λ 5,50 · 10−7 m Fai attenzione! Nel calcolo devi convertire i nanometri in metri (1 nm = 1 · 10−9 m); quindi 550 nm = 5,50 · 10−7 m.

Controlla il risultato il valore ottenuto è espresso in s−1 o hz (unità di misura della frequenza) e il suo valore è in accordo con l’intervallo della luce visibile. il risultato deve avere tre cifre significative.

FAI PRATICA

2 Calcola la frequenza di una radiazione gialla, emessa da una lampada al sodio, che ha lunghezza d’onda di 575 nm.

[5,22 · 10¹⁴ Hz]

57

La teoria ondulatoria e il modello di Rutherford Ora che abbiamo imparato che cos’è un’onda elettromagnetica e quali sono le sue caratteristiche, possiamo comprendere meglio perché a un certo punto i fisici hanno capito che il modello atomico di Rutherford non era del tutto corretto e che per le dimensioni atomiche andavano rivisti alcuni postulati delle leggi della fisica cosiddetta “classica”. La fisica classica, cioè quella conosciuta e accettata fino all’inizio del XX secolo, ci dice che una carica elettrica che varia la sua direzione o la sua velocità irradia energia sotto forma di onde elettromagnetiche. Questa evidenza sperimentale, supportata da dimostrazioni teoriche, è in aperto disaccordo con la teoria atomica di Rutherford. Da un lato, l’elettrone che si muove attorno al nucleo con una traiettoria circolare è a tutti gli effetti una carica che varia la sua direzione, perciò dovrebbe emettere energia sotto forma di radiazioni; inoltre, essendo sottoposto all’attrazione del nucleo positivo, dovrebbe diminuire via via la sua distanza da esso: se questo modello fosse vero e l’elettrone obbedisse a queste leggi, dopo un certo tempo collasserebbe sul nucleo! E ancora: se l’elettrone si comportasse in questo modo, dovrebbe emettere radiazioni con frequenza sempre minore, producendo uno spettro continuo. Sperimentalmente invece si osserva che gli elementi emettono solo alcuni tipi di radiazioni: il neon, per esempio, emette una luce giallo-arancio, il mercurio azzurra, l’idrogeno rosa… Se si raccolgono i raggi emessi su una lastra fotografica si vede che gli elementi emettono degli spettri a righe (Figura 6) e non continui, come ci si aspetterebbe in base alla fisica classica e al modello di Rutherford. Le incongruenze riscontrate tra ciò che era atteso e le evidenze sperimentali hanno portato gli scienziati a elaborare un nuovo modello atomico e, come vedremo, anche alcune nuove leggi in grado di descrivere il mondo dell’infinitamente piccolo.

IN DIGITALE

In più Gli spettri a righe

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Quale colore della luce visibile ha la frequenza più alta? Quale ha la frequenza più bassa?

luce visibile

2 Spiega i seguenti termini: ampiezza d’onda, luce monocromatica, luce policromatica, periodo.

← Figura 6

3 Qual è la differenza tra lunghezza d’onda e frequenza? motiva la risposta anche attraverso l’uso delle formule.

Scienza per curiosi La radioterapia nella cura dei tumori i raggi γ e i raggi X sono anche detti radiazioni

ionizzanti, perché hanno energia sufficiente per strappare elettroni agli atomi e molecole (cioè ionizzarli). Dato che possono arrivare a distruggere le molecole biologiche, in medicina sono usate per “bombardare” e distruggere le cellule tumorali. Purtroppo, la terapia ha pesanti effetti collaterali poiché le radiazioni possono distruggere anche le cellule sane. Per minimizzare gli effetti sui tessuti sani, la massa tumorale è bombardata da diverse direzioni, in modo che il tumore sia esposto non oltre un tempo massimo e, contemporaneamente, sia minima l’esposizione dei tessuti sani. Ciò che conta, in queste terapie, è un’attenta valutazione del rapporto costi/benefici.

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3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

3

La teoria corpuscolare della luce

Planck e l’ipotesi dei quanti Alla fine del XIX secolo, i fisici cercavano di descrivere la radiazione prodotta dai corpi incandescenti, come la luce emessa dalla superficie del Sole o la luce rossa di una resistenza di metallo che si surriscalda. All’epoca, le onde elettromagnetiche erano considerate dei flussi continui di onde detti treni d’onde. Riflessione, rifrazione e diffrazione della luce erano interpretate e spiegate attraverso i postulati della fisica classica. Il 14 dicembre del 1900 Max Planck (1858-1947) cambiò il corso della fisica, fornendo una nuova interpretazione dell’emissione di onde elettromagnetiche da parte dei corpi: egli fu il primo a ipotizzare che l’energia fosse costituita da entità singole, o discrete, e non da qualcosa di continuo. Durante la conferenza Solvay, svoltasi a Bruxelles nel 1911, di fronte a Marie Curie, Einstein, Rutherford e Thomson, Planck dette una sua interpretazione della differenza tra fenomeno fisico e chimico: «Le forze fisiche, gravità, attrazione o repulsione elettriche e magnetiche, coesione, agiscono in modo continuo, le forze chimiche, al contrario secondo quanti…». Per formulare la sua ipotesi, egli unì due teorie esistenti, una legata alla fisica classica, l’altra alla statistica, introducendo un elemento che non aveva precedenti: immaginò che tutta l’energia fosse composta da pacchetti finiti e non da un flusso (treno) continuo. Per Planck, quindi, la materia era in grado di emettere o assorbire energia solo “a pacchetti”: 1 pacchetto, 2 pacchetti, 3 pacchetti d’energia ecc. Secondo Planck l’energia consiste di quanti, cioè pacchetti indivisibili di energia con una ben specifica frequenza, che possono essere emessi o assorbiti dalla materia.

ENGLISH

quanti quantum

Per capire la differenza tra emissione continua e discontinua, basta immaginare una palla che rotola lungo un piano inclinato (moto continuo) oppure giù dalle scale (Figura 7). In quest’ultimo caso, la palla salta da un gradino, di altezza finita, al successivo, secondo un moto quantizzato. Planck dimostrò in termini matematici che un quanto di energia è direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione emessa.

↑ Figura 7

Quanto di energia costante di Planck (6,626 · 10−34 J · s)

E=h ·ν La costante h vale 6,626 · 10−34 J · s, ed è chiamata costante di Planck. Il suo valore è molto basso; di conseguenza, un quanto di energia è una quantità incredibilmente piccola.

59

Scienza per curiosi Uno scienziato rivoluzionario Planck, definito da molti suoi colleghi il

rivoluzionario più riluttante di tutti i tempi, nemmeno dopo l’assegnazione del premio Nobel, avvenuta vent’anni dopo le prime considerazioni sulla natura quantizzata dell’energia, accettò pienamente l’idea che il mondo ormai ragionava e pensava con un linguaggio da lui proposto e teorizzato. Non si arrese molto facilmente e in una sua memoria scrisse: «Per molti anni ancora io feci sempre nuovi tentativi di inserire in qualche maniera il quanto nella fisica classica, ma non ci sono mai riuscito». oggi la quantizzazione dell’energia, cioè il fatto che l’energia delle radiazioni può assumere solo alcuni valori (non tutti, dunque), è pienamente accettata, a tutti i livelli di scala (dai sistemi atomici ai sistemi macroscopici); ma ai tempi di Planck il concetto era difficile da accettare e lo stesso scienziato nutriva molti dubbi sul fatto che potesse essere un principio generale, valido per tutti i fenomeni naturali.

L’effetto fotoelettrico e i fotoni Nel 1905, Albert Einstein (1879-1955) utilizzò la teoria dei quanti di Planck per spiegare un fenomeno conosciuto come effetto fotoelettrico per il quale molti metalli, se colpiti da radiazioni elettromagnetiche, emettono elettroni. Gli esperimenti mostravano che le radiazioni di bassa frequenza non erano in grado di “estrarre” elettroni dal metallo, qualunque fosse la loro intensità e la durata dell’irraggiamento. Per spiegare queste osservazioni, Einstein propose un modello in cui la luce era formata da “pacchetti” discreti di energia, i fotoni, che si comportano come particelle. Un fotone corrispondeva a un “quanto di luce” per cui, secondo la legge di Planck, trasportava un’energia direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione.

ENGLISH

fotone photon

Energia di un fotone

E=h ·ν Secondo questa equazione, ogni fotone di una luce monocromatica blu, con frequenza ν = 6,40 · 1014 Hz, ha un’energia: E = h · ν = (6,626 · 10−34 J · s) · (6,40 · 1014 s−1) = 4,20 · 10−19 J In un fascio di luce, ogni fotone ha un’energia che dipende dalla sua frequenza. Quindi, un fotone di luce blu (Figura 8a) ha un’energia maggiore di un fotone di luce arancione (che ha frequenza minore, Figura 8b). fascio di luce a bassa intensità

a

fascio di luce ad alta intensità

b

Con questa ipotesi, Einstein spiegò che una radiazione può essere trattata come un fascio di fotoni, ciascuno con energia pari a h · ν. Gli elettroni sono strappati da un metallo se i fotoni che urtano la sua superficie hanno un’energia almeno uguale a quella che trattiene gli elettroni nel metallo, che è detta frequenza di soglia. Nel caso del potassio (un metallo alcalino), per esempio, i fotoni di una luce rossa monocromatica non hanno energia sufficiente per staccare gli elettroni dalla sua superficie. Potremmo pensare che aumentando l’intensità della luce, cioè aumentando il numero dei fotoni, si osservi l’effetto fotoelettrico. In realtà ciò non avviene: l’unico

60

← Figura 8

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

modo per far saltare via un elettrone dal metallo è aumentare la frequenza della luce incidente. Nel nostro caso usando una luce gialla monocromatica, aumenta l’energia di ogni fotone, si raggiunge la frequenza di soglia e si osserva l’effetto fotoelettrico (Figura 9). Grazie alla spiegazione di Einstein dell’effetto fotoelettrico la teoria di Planck fu confermata. A questo punto si ripropone un classico dilemma della fisica: la luce è un fenomeno ondulatorio oppure è formata da particelle? La teoria e gli esperimenti dimostravano che la luce aveva una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare. In alcune situazioni, infatti, si comporta come un’onda, in altre come una particella.

superficie del metallo

Non è emesso alcun elettrone perché la luce ha una frequenza inferiore alla frequenza di soglia

elettrone

la luce ha una frequenza uguale o maggiore della frequenza di soglia: si osserva l’effetto fotoelettrico

PROBLEMA SVOLTO

← Figura 9

lunghezza d’onda

3 Determinare l’energia dei fotoni

c ν = __ λ

Un laser emette una luce arancione con lunghezza d’onda di 620 nm. Calcola: a. l’energia di un fotone; b. l’energia di una mole di questi fotoni.

frequenza d’onda

RISOLVI

Dati

Incognite

λ = 620 nm

Efotone = ?

E=h·ν

E1 mol = ?

a. Per calcolare l’energia (E) devi anzitutto calcolare la frequenza (ν) del fotone usando l’equazione: ν = c/λ. Puoi quindi calcolare l’incognita usando l’equazione: E = h · ν. b. Una mole di fotoni corrisponde a un numero di avogadro (Na) di fotoni, cioè a 6,022 · 1023 fotoni. Quindi basta moltiplicare l’energia di un fotone per il numero di fotoni e ottieni l’energia totale.

energia del fotone

× Na

energia di 1 mole di fotoni

Calcola a. 1. Calcola la frequenza di un fotone di luce arancione: c 3,00 · 10⁸ m/s ν = __ = ___________ = 4,84 · 1014 hz λ 6,20 · 10−7 m 2. Calcola l’energia del fotone di luce arancione: Efotone = h · ν = (6,626 · 10−34 J · s) · (4,84 · 1014 s−1) = 3,21 · 10−19 J b. Calcola l’energia di una mole di fotoni: E1mol = Na · Efotone = (6,022 · 1023 fotoni/mol) · (3,21 · 10−19 J) = 1,93 · 105 J/mol

VIDEO TUTORIAL

PREPARATI ALLA VERIFICA 4 illustra le ipotesi di Planck.

FAI PRATICA

5 Che cosa sono i quanti di energia?

4 I lettori di CD usano laser che emettono luce rossa con lunghezza d’onda di 685 nm.

6 Che cos’è un fotone?

Calcola: a. l’energia di un fotone; b. l’energia di una mole di fotoni di luce rossa. [a. 2,90 · 10−19 J; b. 1,75 · 105 J/mol]

7 Descrivi l’effetto fotoelettrico.

61

4

Il modello atomico di Bohr

Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr (1885-1962, Figura 10) elaborò un nuovo modello atomico, al fine di spiegare lo spettro di emissione (cioè lo spettro a righe) dell’atomo d’idrogeno. Egli intuì che le righe degli spettri dovevano avere a che fare con il comportamento degli elettroni e distinse due possibili situazioni: • l’atomo in condizioni normali, che si trova nello stato stazionario o di minima energia; • l’atomo scaldato, che si trova nello stato eccitato. In funzione di queste due differenti situazioni, egli elaborò i seguenti postulati: 1. nello stato stazionario l’elettrone può muoversi intorno al nucleo solo su alcune orbite circolari permesse, dette appunto stazionarie. Ciascuna orbita è caratterizzata da uno specifico valore di energia (quantizzata), detto livello energetico. Quando l’elettrone percorre queste orbite privilegiate è in uno stato stazionario e l’atomo non emette energia (contrariamente alle previsioni della fisica classica); 2. nello stato eccitato l’elettrone emette o assorbe energia, sotto forma di onde elettromagnetiche, solo passando da un livello energetico all’altro. Nell’atomo d’idrogeno non eccitato l’elettrone percorre lo stato stazionario più vicino al nucleo, quello con valore d’energia più basso rispetto a tutti gli altri stati stazionari permessi. A questo stato dell’elettrone corrisponde lo stato fondamentale dell’atomo d’idrogeno. Tutti gli altri stati stazionari che possono essere percorsi dall’elettrone hanno energie che aumentano man mano che ci si allontana dal nucleo atomico; questi stati si definiscono stati eccitati dell’atomo d’idrogeno e hanno valori energetici superiori rispetto a quello fondamentale. Siccome a ognuno degli stati percorsi dall’elettrone corrisponde un determinato valore di energia, l’assorbimento o l’emissione di energia da parte dell’atomo avviene solo per quantità discrete, cioè per quanti di energia, come previsto da Planck. Secondo il modello di Bohr quando all’atomo di idrogeno si fornisce calore o luce, l’elettrone assorbe un preciso pacchetto di energia e “salta” su un livello energetico più esterno, cioè passa a occupare orbite stazionarie di livello energetico superiore (Figura 11a). Per esempio, se l’elettrone salta (meglio, effettua una transizione quantistica) dallo stato fondamentale con energia (E0) al primo stato stazionario eccitato (E1), l’energia assorbita dall’elettrone è:

↑ Figura 10

↓ Figura 11

Eassorbita = E1 − E0 Effettuando questa transizione l’atomo passa dallo stato fondamentale a quello eccitato, che è però meno stabile. Per tale ragione, l’elettrone spontaneamente ritorna sull’orbita stazionaria più stabile, cioè su quella a minor energia. In questa transizione di ritorno, l’elettrone restituisce il pacchetto d’energia precedentemente assorbito ed emette onde elettromagnetiche caratterizzate da una specifica frequenza (Figura 11b).

E3 = 4 E2 = 3

E2 = 3

emissione E1 = 2

E1 = 2

assorbimento

h·ν

h·ν E0 = 1 nucleo

62

E3 = 4

a

E0 = 1 nucleo

b

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

L’energia emessa dall’elettrone corrisponde alla differenza tra i valori di energia dei due livelli energetici: Eemessa = E0 − E1 I due valori d’energia, assorbita ed emessa, sono quindi identici. L’energia per ogni transizione è: E=h·ν Questo significa che ogni volta che è assorbita o emessa energia per una transizione, la frequenza è pari a: E Estato stazionario 1 − Estato stazionario 0 ν = __ = ________________________ h h dove E è la differenza di energia tra due stati stazionari permessi. A questo punto risulta chiaro che se a un atomo è fornita energia, l’elettrone assorbirà solo quei pacchetti (quanti) d’energia capaci di provocare le transizioni permesse. Energie diverse da quelle richieste non verranno assorbite e non determineranno alcuna transizione! Così l’elettrone dell’atomo di idrogeno nella transizione di ritorno fino al secondo stato stazionario restituisce sempre questi pacchetti d’energia (Figura 12): Eviola = E6 − E2 = h · ν Eblu = E5 − E2 = h · ν Everde = E4 − E2 = h · ν Erosso = E3 − E2 = h · ν Energie che corrispondono a frequenze pari a:

↑ Figura 12

νviola = 7,314 · 1014 Hz νblu = 6,912 · 1014 Hz νverde = 6,165 · 1014 Hz νrosso = 4,571 · 1014 Hz Lo spettro a righe dell’idrogeno è il risultato di queste transizioni di ritorno, ed è sempre formato da 4 righe: 2 righe nel campo del blu-violetto, 1 riga nel verde e 1 nel rosso. Il modello atomico di Bohr ammette quindi la presenza di livelli energetici concentrici attorno al nucleo, che possono essere al massimo sette. Questi livelli sono indicati dal numero quantico principale n, che definisce il livello energetico che un elettrone può occupare.

Formulazione matematica dell’atomo di Bohr Niels Bohr fu tra i primi scienziati che decifrò le regole del gioco degli elettroni: con queste particelle egli ebbe un rapporto scientifico lungo e controverso, nato durante la tesi di laurea, quando si dedicò allo studio del ruolo assunto dagli stessi nella conduzione dell’elettricità nei metalli. Bohr scrisse 14 versioni della tesi, l’ultima delle quali fu rilegata inserendo una pagina bianca ogni due stampate, per eventuali e successive modifiche. La ricerca della perfezione portò lo scienziato a coniugare i postulati del nuovo modello atomico con le leggi della fisica classica.

63

Così, se l’elettrone di massa m, velocità v, che percorre orbite circolari di raggio r non irradia energia, significa che il prodotto m · v · r, chiamato momento angolare (L), h deve assumere valori multipli e interi di __: 2π h L = m · v · r = n · __ 2π Questa relazione evidenzia la quantizzazione del momento angolare dell’elettrone, dei raggi e delle energie degli stati stazionari e consente a Bohr di ricavare la formula per calcolare i raggi delle orbite: r = n2 · 0,053 nm dove: • r = raggio dell’orbita • n = numero quantico principale (n = 1, 2, 3, 4…)

r1 nucleo

Sostituendo i valori, possiamo individuare i raggi delle orbite: • prima orbita: r1 = 12 · 0,053 nm = 0,053 nm • seconda orbita: r2 = 22 · 0,053 nm = 0,212 nm • terza orbita: r3 = 32 · 0,053 nm = 0,477 nm • quarta orbita: r4 = 42 · 0,053 nm = 0,848 nm Notiamo come la seconda orbita abbia un raggio quattro volte maggiore rispetto alla prima, mentre il raggio della terza sia nove volte superiore (Figura 13)! Infine, Bohr arriva a calcolare l’energia di ogni stato stazionario nell’idrogeno partendo dalla somma dell’energia cinetica e potenziale dell’elettrone, secondo la relazione:

r2

r3

n=1 n=2 n=3

r4

n=4

↑ Figura 13

1 E = − __2 · 2,179 · 10−18 J/atomo n da cui è possibile calcolare il valore energetico associato a ciascuno stato stazionario:

• primo stato stazionario: 1 E1 = − __2 · (2,179 · 10−18 J/atomo) = −2,179 · 10−18 J/atomo 1

• secondo stato stazionario: 1 E2 = − __2 · (2,179 · 10−18 J/atomo) = −5,44 · 10−19 J/atomo 2

• terzo stato stazionario: 1 E3 = − __2 · (2,179 · 10−18 J/atomo) = −2,42 · 10−19 J/atomo 3 Il calcolo potrebbe ovviamente proseguire e comprendere i sette livelli energetici. La definizione dei valori delle energie degli stati stazionari è funzionale all’identificazione del ∆E e della frequenza emessa o assorbita dall’elettrone. Consideriamo, per esempio, la transizione di un elettrone dal secondo al terzo stato stazionario, per la quale avremo: ∆E = E3 − E2 = −2,42 · 10−19 − (−5,44 · 10−19) = 3,02 · 10−19 J/atomo Da questo valore è possibile determinare la frequenza corrispondente: 3,02 · 10 −19 J E = 4,56 · 1014 Hz ν = __ = ____________ h 6,626 · 10 −34 J · s che coincide con la riga rossa dello spettro a idrogeno.

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PREPARATI ALLA VERIFICA 8 Che cosa si intende per stato stazionario e stato eccitato? 9 Quanti livelli energetici concentrici sono previsti dal modello atomico di Bohr?

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

5

Il dualismo onda-particella

Il modello di Bohr ha il merito di avere introdotto due importanti concetti: • gli elettroni esistono solo su certe orbite, che sono descritte da un numero quantico n; • quando un elettrone passa da un’orbita a un’altra, si ha emissione o assorbimento di energia. Sulla base di queste ipotesi, Bohr riuscì a spiegare lo spettro di emissione dell’atomo di idrogeno. Tuttavia, il modello presentava dei limiti poiché funziona solo grossolanamente per gli atomi che hanno più di un elettrone. Inoltre, descrive l’elettrone come una particella che orbita attorno al nucleo; ma l’elettrone, come vedremo, ha anche proprietà ondulatorie.

Le onde materiali Nel 1924 Louis de Broglie (1892-1987, Figura 14) cercò di individuare una soluzione più soddisfacente ai problemi nati dagli spettri di emissione di atomi con più elettroni. Sulla base delle idee di Einstein a proposito della natura corpuscolare delle onde elettromagnetiche, de Broglie ipotizzò una duplice natura per tutte le particelle della materia: corpuscolare e ondulatoria. Secondo lo scienziato francese, un qualsiasi corpo, con una specifica massa m, che si muove alla velocità v, è dotato di una quantità di moto (massa per velocità) e di un’onda materiale, la cui lunghezza d’onda è descritta dalla relazione:

↑ Figura 14

h λ=_ mv La lettera λ indica una lunghezza d’onda, invece il rapporto tra la costante di Planck e la quantità di moto è legato alla particella. Questa formula si ricava dalla famosa relazione di Einstein e da quella già vista di Planck: relazione di Einstein → E = mc2 relazione di Planck → E = hν Uguagliando le due espressioni: mc 2 = hν e sostituendo alla frequenza l’espressione che la lega alla lunghezza d’onda λ mediante la velocità della luce c, otteniamo: c mc2 = h _ λ Esplicitando λ: c h λ = h ___2 = ___ mc mc Tutte le grandezze presenti nella formula ci sono già note e se sostituiamo la velocità della luce c con la velocità che può assumere un corpo (v), avremo: h λ = ___ mv Luce e materia non sono realtà diverse: tutto nel mondo fisico è contemporaneamente onda e particella. I corpi presentano una natura ondulatoria, che non sempre è osservabile!

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PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare la lunghezza d’onda Calcola l’onda associata a un pallone da calcio la cui massa è 400 g e la cui velocità è 100 km/h. RISOLVI

Dati

Incognite

m = 400 g v = 100 km/h

λ=?

h Per risolvere il problema puoi usare la formula λ = ___. mv kg · m 2 ricorda che h vale 6,626 · 10−34 J ∙ s e che 1 J = 1 _______ , perciò, prima di effettuare s2 il calcolo, è necessario trasformare la massa in kg e la velocità in m/s.

Calcola 1. esegui le opportune equivalenze. m → 400 g = 0,400 kg km 1000 m m v → 100 ___ = 100 · _____ __ = 27,78 __ h 3600 s s 2. inserisci i valori nella formula e calcola il valore di λ: kg · m 2 6,626 · 10 −34 _______ s2 λ = ___________________ = 5,96 · 10 −35 m m 0,400 kg · 27,78 __ s la lunghezza d’onda associata a un pallone da calcio è talmente piccola da non poter essere misurata!

FAI PRATICA

6 Calcola la lunghezza d’onda di un proiettile di massa 5,00 g che viaggia alla velocità di 600 m/s.

[2,21 · 10−34 m]

Invece, se consideriamo il caso di un elettrone (m = 9,11 · 10−31 kg) che si muove su un’orbita atomica alla velocità v = 2,65 · 106 m/s, la lunghezza d’onda è: kg · m 2 6,626 · 10 −34 _____ h s2 λ = ___ = ____________________ = 2,74 · 10 −10 m m mv 9,11 · 10 −31 kg · 2,65 · 10 6 __ s Questa lunghezza d’onda (0,274 nm) è all’incirca quella dei raggi X. Essendo confrontabile con le dimensioni di atomi e molecole, può non essere trascurabile sulla scala di questi sistemi. Alcuni anni dopo la pubblicazione di questa teoria, arrivò la conferma sperimentale. Se gli elettroni possono avere le proprietà delle onde, allora dovrebbero mostrare il fenomeno della diffrazione. Nel 1928, i fisici americani C. J. Davisson e L. H. Germer ottennero figure di diffrazione facendo passare elettroni a bassa energia su un cristallo di nichel. L’ipotesi di de Broglie era dunque corretta e il dualismo ondaparticella veniva così confermato. A questo punto del nostro percorso di indagine sulla natura della luce e della materia, possiamo affermare che la luce è un’onda, ma è anche formata da unità discrete, i fotoni; d’altra parte, le particelle (come per esempio gli elettroni) possiedono anche proprietà ondulatorie.

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3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

Il principio di indeterminazione di Heisenberg Nel 1927 Werner Heisenberg (1901-1976, Figura 15) evidenziò i limiti del concetto di orbita associato al modello di Bohr. Parlare di orbite voleva dire assegnare contemporaneamente la posizione e la velocità degli elettroni. Poiché a ogni particella è associata un’onda, secondo Heisenberg, non è possibile attribuire alle particelle in movimento una precisa posizione nello spazio. Il principio di indeterminazione afferma che:

ENGLISH

principio di indeterminazione uncertainty principle

non è possibile conoscere, contemporaneamente e con accettabile accuratezza, la posizione e la velocità di una particella. Quanto più la misura della posizione della particella è vicina al valore reale, tanto maggiore sarà l’incertezza nella misura della velocità, e viceversa. L’incertezza della posizione e della velocità ha un valore simile al valore della costante di Planck, ed è quindi trascurabile nel mondo macroscopico, meno trascurabile in quello microscopico: possiamo conoscere la posizione di un satellite intorno a un pianeta, ma non la posizione dell’elettrone che viaggia attorno al nucleo atomico. La contemporanea conoscenza della posizione e della velocità di una particella è necessaria per determinare la traiettoria dell’elettrone. Il principio di indeterminazione è quindi in contrasto con il modello di Bohr, che assegna all’elettrone traiettorie definite e calcolabili. Con l’avvento del principio di indeterminazione il concetto di orbita è stato sostituito da quello di orbitale: l’orbitale è quella zona dello spazio atomico in cui la probabilità di trovare l’elettrone è maggiore del 90%. Il principio di indeterminazione di Heisenberg può essere riassunto nella seguente formula:

↑ Figura 15 ENGLISH

orbitale orbital

1 h ∆p · ∆x ≥ __ · __ 2 2π dove:

• ∆x è l’incertezza sulla posizione della particella; • ∆p è l’incertezza sulla quantità di moto. Ricordiamo che l’espressione della quantità di moto è p = m · v Se l’incertezza relativa alla posizione della particella è piccolissima (∆x), allora l’incertezza relativa alla quantità di moto (∆p) deve essere molto grande.

PROBLEMA SVOLTO

Applicare il principio di indeterminazione

Scienza per curiosi I microscopi elettronici Usando gli elettroni è possibile generare

immagini di oggetti molto piccoli. i microscopi elettronici utilizzano fasci di elettroni allo stesso modo con cui si utilizza la luce nei normali microscopi ottici. la loro lunghezza d’onda è molto piccola e quindi consentono di distinguere dettagli molto piccoli. l’immagine della foto è stata ottenuta con il SEM (Scanning Electron Microscope): un fascio di elettroni è fatto passare su un’area rettangolare del campione; gli elettroni riflessi sono catturati da speciali rivelatori e usati per ricostruire un’immagine tridimensionale, come nel caso di queste particelle di alluminio.

67

L’equazione di Schrödinger Nel 1926 il fisico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961, Figura 16) formulò un’equazione che descriveva l’onda materiale associata all’elettrone dell’atomo d’idrogeno. L’equazione di Schrödinger (o equazione d’onda), sulla base dei risultati di de Broglie, ha permesso di trovare la soluzione a molti problemi, quali: • la valutazione del numero di righe degli spettri di emissione degli atomi con più elettroni; • la valutazione dell’energia che tiene uniti gli atomi quando formano una molecola; • la valutazione delle proprietà periodiche degli elementi chimici. Una forma dell’equazione d’onda è la seguente: ∂ ψ _ ∂ ψ _ ∂ ψ 8π m _ (E − P)ψ = 0 + + 2 +_ 2 2 2 2

2

2

∂x

∂y

∂z

2

h

In questa formulazione si tiene conto che l’elettrone dell’atomo di idrogeno, con massa m, energia totale (E) e potenziale (P), genera un’onda materiale nelle tre dimensioni dello spazio ψ (x, y, z, t). La funzione d’onda ψ varia da punto a punto e descrive la distribuzione di una particella nello spazio. Non esiste più il concetto classico di traiettoria. Attraverso il valore di ψ è possibile calcolare la probabilità di trovare la particella in una determinata posizione (Figura 17). In particolare, il quadrato della funzione d’onda, ψ2, rappresenta la densità di probabilità, cioè il rapporto fra la probabilità di trovare la particella in una regione dello spazio e il volume (dV) di tale regione: il prodotto ψ2dV individua la probabilità di trovare la particella nel volume considerato (Figura 18).

↑ Figura 16

Se conosciamo velocità e posizione di un oggetto, secondo le leggi della meccanica classica possiamo calcolare la sua traiettoria da un punto a un altro.

L’orbitale è la regione dello spazio intorno al nucleo atomico in cui è massima la densità di probabilità (almeno 90%) di trovare l’elettrone. Nella Figura 18 è possibile notare come, in prossimità del nucleo, la densità di probabilità di trovare l’elettrone sia alta (ψ2 assume valori alti), mentre allontanandosene la densità diminuisce (Figura 19): la probabilità di trovare l’elettrone diminuisce all’aumentare della distanza (r) dal nucleo.

z

z

↑ Figura 17

variazione della densità di probabilità di trovare l’elettrone in funzione della distanza dal nucleo (r)

Ψ2

x

y O

↑ Figura 18

68

↑ Figura 19

r

Per una particella come l’elettrone, non possiamo conoscere la traiettoria. Con la meccanica quantistica, si passa al concetto di densità di probabilità.

y

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

I numeri quantici Le funzioni d’onda degli elettroni sono quindi chiamate orbitali atomici e sono l’analogo quantistico delle orbite. Gli orbitali descrivono le energie e la distribuzione degli elettroni nello spazio. Ciascun orbitale atomico è individuato da tre valori (n, l, m), detti numeri quantici. Esiste anche un quarto numero quantico che è legato solo all’elettrone e non all’orbitale. Un orbitale è definito da tre numeri quantici e descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una determinata regione dello spazio.

ENGLISH

numero quantico quantum number

Il numero quantico principale (n) Definisce il livello energetico dell’orbitale (detto anche strato o guscio) che l’elettrone può occupare. Il numero quantico principale può assumere tutti i valori da 1 all’infinito (n = 1, 2, 3…). Le dimensioni dell’orbitale dipendono da n: al crescere di n aumentano le dimensioni dell’orbitale. Lo stato a più bassa energia corrisponde a n = 1. Il numero quantico principale definisce anche il numero di orbitali, cioè di funzioni d’onda, che possono esserci in corrispondenza di quel livello energetico. Il numero di orbitali è infatti uguale a n2: per esempio nel primo livello energetico c’è un solo orbitale (n = 1, perciò 12 = 1), nel secondo livello (n = 2) ci sono 22 = 4 orbitali. Il numero quantico secondario o angolare (l) Definisce la forma dell’orbitale e ne individua il sottolivello (o sottostrato) energetico. Il numero quantico secondario (l) può assumere, per ogni n, i valori interi compresi fra 0 e n − 1 (Tabella 1). Per esempio: • se n = 1, il numero quantico secondario l vale 0. Nel primo livello energetico (strato) livello e sottolivello coincidono; • se n = 2, il numero quantico secondario l vale 0 e 1. Nel secondo livello energetico (strato), quindi, ci sono due sottolivelli. n

l

Numero di sottolivelli

1

0

1

2

0, 1

2

3

0, 1, 2

3

4

0, 1, 2, 3

4

5

0, 1, 2, 3, 4

5

6

0, 1, 2, 3, 4, 5

6

7

0, 1, 2, 3, 4, 5, 6

7

← Tabella 1 Numero di sottolivelli per ogni livello.

Ai primi quattro sottolivelli (0, 1, 2, 3) sono associati delle lettere cui fanno riferimento forme differenti (Tabella 2). Valore di l

0

1

2

3

Lettera

s

p

d

f

← Tabella 2 le lettere corrispondono alla forma degli orbitali.

69

Per esempio, quando l = 0 l’orbitale ha la forma di una sfera che circonda il nucleo ed è indicato con la lettera s. Si ha quindi: • per n = 1 sottolivello l = 0, l’orbitale di tipo 1s, (forma sferica); • per n = 2 sottolivello l = 0, l’orbitale tipo 2s (forma sferica); • per n = 3 sottolivello l = 0, l’orbitale di tipo 3s (forma sferica). Gli orbitali 1s, 2s, 3s, 4s ecc. hanno tutti forma sferica, ma siccome appartengono a livelli diversi, la loro energia e la loro dimensione aumentano all’aumentare del numero n. Quando l assume valori diversi da zero, cambia la forma dell’orbitale e la lettera con la quale è indicato: • per l = 1 si hanno orbitali indicati con la lettera p, la cui forma presenta due lobi uniti al centro, dove si trova il nucleo; • per l = 2 si hanno orbitali con 4 lobi, indicati con la lettera d; • per l = 3 si hanno orbitali con 8 lobi, indicati con la lettera f.

Il numero quantico magnetico (m) Definisce l’orientazione dell’orbitale nello spazio e può assumere tutti i valori interi compresi fra −l e +l, 0 incluso: • per l = 0, m ha unicamente il valore 0: nel sottolivello s c’è un solo orbitale, che è chiamato orbitale s; • per l = 1, m può assumere tre valori, cioè −1, 0, +1: quindi nel sottolivello p ci sono tre orbitali p (che sono orientati lungo l’asse x, y e z e sono chiamati px, py e pz); • per l = 2, m può assumere cinque valori, cioè −2, −1, 0, +1, +2: quindi nel sottolivello d ci sono cinque orbitali d (dxy, dxz, dyz, dx2− y2 e dz2); • per l = 3, m può assumere sette valori, cioè −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3: quindi nel sottolivello f ci sono sette orbitali f (i cui simboli, che riportiamo per completezza, sono: fx, fy, fz, fxyz, fz(x2− y2), fy(z2− x2) e fx(z2− y2)). A ogni valore di m corrisponde quindi uno specifico orbitale. Inoltre, per ogni valore di l ci sono 2l + 1 valori di m: ogni sottolivello è costituito da 2l + 1 orbitali. Ad esempio, nel sottolivello l = 3 ci saranno: 2l + 1 = 2 · 3 + 1 = 7 orbitali! Gli orbitali che appartengono a ciascun sottolivello hanno la stessa energia e si dice che sono degeneri: i tre orbitali p di uno stesso livello energetico hanno tutti la stessa energia, e così i cinque orbitali d e i sette orbitali f. Le energie dei sottolivelli di un dato strato, invece, aumentano al crescere di l. Per esempio, dal punto di vista energetico avremo: 4s < 4p < 4d < 4f

Il numero quantico magnetico di spin (ms) Nel 1922, in un celebre esperimento condotto dagli scienziati Otto Stern e Walther Gerlach, fu dimostrato che l’elettrone aveva una proprietà chiamata spin, alla quale era associato un piccolissimo campo magnetico. Lo spin descrive la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso orario oppure antiorario, può assumere solo due 1 1 valori: ms = + __, ms = − __ 2 2

• se l’elettrone ha ms positivo, si indica con una freccia verso l’alto ↑; • se l’elettrone ha ms negativo, la freccia che lo indica è diretta verso il basso ↓.

70

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

È importante specificare che due elettroni con lo stesso valore di ms si dicono a spin parallelo, mentre con valori opposti si dicono a spin antiparallelo (o spin accoppiati). Per riassumere possiamo usare la Tabella 3.

↓ Tabella 3 Valori e significato dei numeri quantici.

Nome

Simbolo

Valori

Significato

numero quantico principale

n

interi da 1 all’infinito

individua il livello energetico dell’orbitale

numero quantico secondario

l

interi da 0 a n−1

determina la forma dell’orbitale

numero quantico magnetico

m

interi da −l a +l, 0 (zero) incluso individua l’orientazione dell’orbitale

numero quantico di spin

ms

+1/2 e −1/2

caratterizza lo stato di spin elettronico

La Tabella 4 riassume, invece, i valori assunti da l e da m e la forma degli orbitali. Sottolivello

Valore di l

Valori di m

Orbitali

s

0

0

s

orbitale 1s

p

d

f

1

−1 0 +1

px py pz

2

−2 −1 0 +1 +2

dxy dxz dyz dx −y dz

−3 −2 −1 0 +1 +2 +3

fx fy fz fxyz fz(x −y) fy(z −x ) fx(z −y )

3

2

orbitale 2s

orbitale 3s

2

2

3

3

la forma degli orbitali f è molto complessa e non la raffigureremo in questo libro

3

2

2

2

2

2

↑ Tabella 4 la forma degli orbitali.

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PROBLEMA SVOLTO

numero quantico principale n

7 Dai numeri quantici agli orbitali

0, n − 1

Quanti sottolivelli ci sono nel livello n = 4? a. Assegna un nome a ciascun sottolivello. b. Indica il numero di orbitali per ogni sottolivello.

numero quantico secondario l −l, 0, + l

RISOLVI

Dati

Incognite

n=4

nome dei sottolivelli? numero di orbitali per ogni sottolivello?

l=0

l=1

l=2

l=3

4s

4p

4d

4f

Conosci il numero quantico principale del livello: n = 4. Quindi puoi determinare i valori permessi per il numero quantico secondario (l) e magnetico (m) e poi contare il numero di orbitali.

Calcola a. i possibili valori di l vanno da 0 a (n − 1), cioè: 0, 1, 2, 3. Quindi i sottolivelli sono quattro e sono indicati in questo modo: 4s (per l = 0)

4p (per l = 1)

4d (per l = 2)

4f (per l = 3)

b. il numero di orbitali in ogni sottolivello dipende dai valori che può assumere il numero quantico m; può essere utile impostare una tabella: n=4

l=0

4s

m=0

1 orbitale 4s

l=1

4p

m = −1, 0, +1

3 orbitali 4p

l=2

4d

m = −2, −1, 0, +1, +2

5 orbitali 4d

l=3

4f

m = −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3

7 orbitali 4f

Controlla il risultato in tutto ci sono 16 orbitali, cioè n2 orbitali, come ci si aspetta.

FAI PRATICA

8 a. Come si chiama il sottolivello con n = 5 e l = 1? b. Quanti orbitali contiene questo sottolivello? c. Stabilisci i valori di m per ciascun orbitale.

VIDEO TUTORIAL

PREPARATI ALLA VERIFICA 10 Che cosa si intende per dualismo onda-particella? 11 Che cosa si intende per orbitale? 12 enuncia il principio di indeterminazione. 13 Definisci i quattro numeri quantici. 14 Quali possono essere i valori di l se n = 3? 15 Un orbitale che appartiene al sottolivello l = 1 con quale lettera è indicato?

Scienza per curiosi Il microscopio a scansione a effetto tunnel oggi è disponibile una tecnica che ci permette di “vedere” gli atomi e addirittura, in alcune applicazioni, di “spostarli” a uno a uno; in sigla si chiama STM (dall’inglese, Scanning Tunneling Microscopy). Un elettrodo a punta ultrafine è spostato sopra una superficie; la corrente elettrica che si genera tra la punta (elettrodo) e la superficie, anche se non sono in contatto diretto (effetto tunnel), può elettroni che essere misurata e convertita in una attraversano immagine della superficie atomica. lo spazio vuoto Gerd Binning e heinrich rohrer misero a punto la Stm nel 1981, in un laboratorio della iBm, in Svizzera; nel 1986, ottennero il premio Nobel. altri scienziati, successivamente, hanno utilizzato questa tecnica per atomi del metallo “spostare” singoli atomi e molecole. punta ultrafine

72

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

6

La configurazione elettronica degli atomi

Per descrivere gli atomi dobbiamo sapere in che modo gli elettroni occupano gli orbitali disponibili. ENGLISH

La configurazione elettronica di un atomo è il modo in cui gli elettroni sono disposti negli orbitali.

configurazione elettronica electron configuration

In particolare, conoscere la configurazione degli elettroni che si collocano nel guscio esterno (cioè degli elettroni di valenza) è particolarmente importante perché determina il modo in cui gli atomi si legano fra loro. Per scrivere le configurazioni elettroniche si usano i diagrammi orbitalici, in cui gli orbitali sono rappresentati da quadrati e gli elettroni da frecce dirette verso l’alto 1 1 (ms = + __) o verso il basso (ms = − __). 2 2 Vediamo quali sono le regole per scrivere la configurazione elettronica degli elementi.

Livelli principali

1. Ordine di energia crescente Nel diagramma in Figura 20a possiamo osservare la distribuzione degli orbitali a seconda dei valori di energia: per ogni valore di n, l’energia degli orbitali cresce all’aumentare del numero quantico secondario l. Addirittura succede che l’orbitale 3d abbia un’energia maggiore dell’orbitale 4s, che appartiene al livello energetico successivo. Gli elettroni occupano gli orbitali a partire da quello a più bassa energia (quello più vicino al nucleo) e proseguono con gli altri in ordine crescente di energia. L’ordine di riempimento degli orbitali è descritto nella Figura 20b. Un elettrone non può occupare un orbitale lasciandone vuoto uno a energia inferiore.

Energia

6p 5d

6s

4f

5p 4d

5s 4p

7

7s 6p

6

6s

5

5s

4

4s

3d

4s

5d 5p

4f 4d

4p

3p

3d 3p

3s 3

3s

2

2s

1

1s

2p

2p

2s

1s

a

b

2. Principio di esclusione di Pauli In un atomo non possono esserci due elettroni che abbiano tutti e quattro i numeri quantici uguali. Se due elettroni si trovano nell’orbitale 1s, i rispettivi numeri quantici n, l ed m saranno: 1, 0, 0, ma il 1 1 numero quantico di spin deve essere + __ per un elettrone e − __ per l’altro. Per 2 2 esempio, nel caso dell’elio:

↑ Figura 20

numero di elettroni per orbitale

numero quantico principale

2

He 1s

oppure orbitale

1s2

73

3. Regola di Hund Quando sono disponibili orbitali con lo stesso valore di energia (stesso sottolivello), questi sono occupati con elettroni a spin parallelo. Se dobbiamo distribuire 3 elettroni in un sottolivello p la regola prevede che essi occupino tutti e tre gli orbitali del sottolivello con spin paralleli: ↑

↑

↑

↑↓

e non

↑

Se dobbiamo sistemare 4 elettroni nel sottolivello p, dobbiamo scrivere: ↑↓

↑

↑

↑↓

e non

↑↓

Quindi, per calcolare il numero massimo di elettroni presenti in un livello, basta applicare la formula 2n2: nel primo livello energetico ci possono essere al massimo 2 elettroni; nel secondo 8 elettroni; nel terzo 18 elettroni e così via. La configurazione elettronica si scrive quindi seguendo queste indicazioni: • i numeri 1, 2, 3 (1s, 2s ecc.) rappresentano il numero quantico principale; • le lettere s, p rappresentano il numero quantico secondario; • gli esponenti (1s2 2s2 2p6 3s2 3p4) rappresentano il numero di elettroni: due nel primo livello (1s2); 8 nel secondo, distribuiti nel sottolivello 2s e 2p, 2 nell’orbitale s e 6 negli orbitali p ecc.; • [Ne] 3s2 3p4: rappresenta la forma abbreviata per la configurazione elettronica dello zolfo. Il simbolo racchiuso nelle parentesi quadre indica l’elemento chimico che presenta la stessa configurazione elettronica raggiunta a quel livello. Neon: 1s2 2s2 2p6 Zolfo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [Ne] Il neon ha 10 elettroni, quindi la sua configurazione elettronica è uguale a quella dello zolfo per i primi dieci elettroni. La Tabella 5 riporta le configurazioni elettroniche di alcuni elementi. Elemento

Numero di elettroni

Diagramma orbitalico 1s

2s

Configurazione elettronica 2p

h

1

1s1

he

2

1s2

li

3

1s2 2s1

Be

4

1s2 2s2

B

5

1s2 2s2 2p1

C

6

1s2 2s2 2p2

N

7

1s2 2s2 2p3

o

8

1s2 2s2 2p4

F

9

1s2 2s2 2p5

Ne

10

1s2 2s2 2p6

← Tabella 5 Configurazione elettronica dei primi 10 elementi.

Nell’esempio del neon e dello zolfo, abbiamo imparato che le due scritture, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 e [Ne] 3s2 3p4, estesa e compatta, sono equivalenti. Gli elettroni che si trovano negli orbitali n = 3 dello zolfo sono chiamati elettroni di valenza.

74

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali ENGLISH

Si chiamano elettroni di valenza quelli che occupano il livello più esterno di un atomo.

elettroni di valenza valence electrons

La Figura 21 riporta la configurazione elettronica dei primi 36 elementi; come vedi, a partire dal cromo si osserva qualche “eccezione” nel riempimento degli orbitali. La configurazione del cromo è [Ar] 4s1 3d 5, invece di 4s2 3d 4; è come se un elettrone dell’orbitale 4s fosse andato a occupare un posto nell’orbitale 3d. Questo accade perché i sottolivelli riempiti a metà (come il 3d 5) o del tutto pieni (come il 3d 10 del rame, un’altra eccezione) hanno una maggiore stabilità. 1

2

H

He

1s1

1s2

3

4

Li

Be

4s

[He] 2s2

[He] 2s1

3d (semipieno)

4p

5

6

7

8

9

10

B

C

N

O

F

Ne

[He] 2s2 2p1

Cr

[He] 2s2 2p2

[He] 2s2 2p3

[He] 2s2 2p 4

[He] 2s2 2p5

[He] 2s2 2p6

11

12

13

14

15

16

17

18

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

[Ne] 3s1

[Ne] 3s2

[Ne] 3s2 3p1

[Ne] 3s2 3p2

[Ne] 3s2 3p3

[Ne] 3s2 3p4

[Ne] 3s2 3p5

[Ne] 3s2 3p6

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

[Ar] 4s1

[Ar] 4s2

[Ar] 4s2 3d1

[Ar] 4s2 3d2

[Ar] 4s2 3d3

[Ar] 4s1 3d5

[Ar] 4s2 3d5

[Ar] 4s2 3d6

[Ar] 4s2 3d7

[Ar] 4s2 3d8

[Ar] 4s1 3d10

[Ar] [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 4s2 3d10 3d10 4p1 3d10 4p2 3d10 4p3 3d10 4p4 3d10 4p5 3d10 4p6

Cu 4s

3d (pieno)

4p

↑ Figura 21

PROBLEMA SVOLTO

9 Scrivere la configurazione elettronica degli elementi Scrivi la configurazione elettronica, estesa e abbreviata, del potassio (Z = 19). RISOLVI

il potassio ha numero atomico 19 e quindi ha 19 elettroni, da sistemare negli orbitali secondo l’energia crescente, rispettando la regola di hund e il principio di esclusione di Pauli. il diagramma orbitalico è:

1s

2s

2p

3s

3p

4s

1s 2s 2p 3s 3p 4s [Ar] 4s1 2

2

6

2

6

1

Controlla il risultato ogni sottolivello s può contenere al massimo 2 elettroni; ogni sottolivello p ne può contenere al massimo 6. il riempimento proposto è accettabile: gli orbitali sono riempiti nel corretto ordine di energia e con il corretto numero di elettroni.

FAI PRATICA

10 Scrivi la configurazione elettronica, estesa e abbreviata, dei seguenti elementi: a. ossigeno; b. cloro.

PREPARATI ALLA VERIFICA 16 Scrivi la configurazione elettronica del silicio; quanti sono gli elettroni di valenza? Quale livello occupano? 17 indica quale elemento ha la seguente configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. 18 osserva questa configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Quanti sono gli elettroni di valenza e quale orbitale occupano?

75

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

La necessità di un nuovo modello

i risultati degli esperimenti condotti all’inizio del XX secolo per confermare l’adeguatezza del modello atomico di rutherford non confermavano le ipotesi teoriche. Queste osservazioni portarono i fisici, in particolare Niels Bohr, a elaborare un nuovo modello. Questo progresso scientifico portò alla nascita della fisica quantistica.

2

La teoria ondulatoria della luce

Nel 1864 J. Clerk maxwell propose un’interessante teoria, secondo la quale la LUCE VISIBILE è una forma di energia radiante che si propaga per mezzo di ONDE ELETTROMAGNETICHE (e.m.). i parametri che descrivono una qualsiasi onda elettromagnetica sono: l’ampiezza (A); il periodo (T); la frequenza (ν); la lunghezza d’onda (λ); la velocità di propagazione.

3

La teoria corpuscolare della luce

Nel 1900 Planck ipotizzò che l’energia fosse assorbita o emessa a pacchetti, detti QUANTI, e non in modo continuo come accettato fino a quel momento. l’energia di un quanto è data dalla relazione E = h · ν, dove h è la costante di Planck e ν la frequenza della radiazione. la spiegazione dell’effetto fotoelettrico, secondo cui una radiazione (cioè dei FOTONI) che colpisce un metallo superando la frequenza di soglia scalza elettroni dalla superficie del solido, confermava l’ipotesi di Planck.

4

Il modello atomico di Bohr

Niels Bohr elaborò un nuovo MODELLO ATOMICO secondo cui l’atomo può trovarsi in condizioni normali, cioè nello STATO STAZIONARIO o di minima energia, oppure in uno STATO ECCITATO. Nello stato stazionario, l’elettrone si muove intorno al nucleo solo su alcune orbite circolari permesse (stazionarie). Ciascuna orbita possiede uno specifico valore di energia (quantizzata), detto LIVELLO ENERGETICO. Nello stato stazionario l’atomo non emette energia. Nello stato eccitato l’elettrone emette o assorbe energia sotto forma di onde elettromagnetiche, passando da un livello energetico all’altro. il modello atomico di Bohr ammette la presenza di LIVELLI ENERGETICI concentrici attorno al nucleo. Questi livelli sono indicati dal numero quantico principale n, che definisce il livello energetico che un elettrone può occupare.

5

Il dualismo onda-particella

il modello di Bohr non era adatto a descrivere gli atomi con più di un elettrone. Questo limite fu superato da de Broglie, con l’ipotesi della doppia natura CORPUSCOLARE e ONDULATORIA delle particelle, e da heisenberg, con il principio di indeterminazione, che sostituì il concetto di orbita di Bohr con quello di orbitale. Schrödinger formulò quindi un’equazione matematica detta FUNZIONE D’ONDA che descriveva ogni elettrone proprio in termini di orbitale. Ciascun orbitale atomico è individuato da tre numeri, detti numeri quantici. il quarto numero è legato solo all’elettrone e non all’orbitale. il NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n) definisce il livello energetico dell’orbitale che l’elettrone può occupare. il NUMERO QUANTICO SECONDARIO (l) definisce la forma dell’orbitale e ne individua il sottolivello (o sottostrato) energetico. il NUMERO QUANTICO MAGNETICO (m) definisce l’orientazione dell’orbitale nello spazio e può assumere tutti i valori interi compresi fra − l e + l, 0 incluso. il NUMERO QUANTICO MAGNETICO DI SPIN (ms) descrive la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso orario oppure 1 1 antiorario, può assumere solo due valori: ms = + __, ms = − __. 2 2

6

La configurazione elettronica degli atomi

la CONFIGURAZIONE ELETTRONICA di un atomo descrive il modo in cui gli elettroni sono disposti negli orbitali. in un atomo, gli elettroni non occupano gli orbitali in modo casuale, ma secondo regole precise: ordine di energia crescente; principio di esclusione di Pauli; regola di Hund.

76

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA MODELLO ATOMICO DI BOHR

Mappa stampabile

TEORIA ONDULATORIA

è stato dedotto a partire da

TEORIA CORPUSCOLARE

afferma che un ATOMO si può trovare

nello

nello

STATO STAZIONARIO

STATO ECCITATO

a seconda che i suoi ELETTRONI

si muovano su

assorbano o cedano

ORBITE STAZIONARIE

ENERGIA

che sono descritti mediante le FUNZIONI D’ONDA

in forma dette anche QUANTIZZATA ORBITALI caratterizzate da specifici

per muoversi tra diversi

ciascuno individuato da

LIVELLI ENERGETICI

4 NUMERI QUANTICI

che sono individuati dal numero quantico

PRINCIPALE SECONDARIO MAGNETICO MAGNETICO DI SPIN

orbitale 1s

orbitale 2s

orbitale 3s

77

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 6 la luce emessa da una lampada a vapori di sodio ha,

1 La necessità di un nuovo modello

prevalentemente, una lunghezza d’onda di 589 nm. Calcola il corrispondente valore della frequenza. [5,09 · 1014 Hz]

1 indica l’affermazione errata. A all’inizio del XX secolo gli scienziati intuirono che il modello atomico di rutherford doveva essere rivisto. B all’inizio del XX secolo gli scienziati confermarono che il modello di rutherford era assolutamente valido.

7 Una famosa stazione radiofonica trasmette alla frequenza

di 9,1 · 107 hz. a quale lunghezza d’onda corrisponde? [3,3 m]

8 Gli atomi di mercurio, quando sono eccitati, emettono una

2 La teoria ondulatoria della luce

luce intensa a 436 nm. Qual è la frequenza di questa radiazione? Usando la Figura 5, sai dire di quale colore è la luce emessa? [6,88 · 1014 s−1]

2 Vero o falso? A l’energia radiante è generata da cariche elettriche in movimento. B l’energia radiante si propaga nello spazio con un movimento ondulatorio e il movimento ondulatorio dell’onda elettromagnetica è descritto da una curva sinusoidale. C l’ampiezza è la distanza massima o minima della cresta dell’onda rispetto all’asse y. D il periodo è il tempo impiegato dalla radiazione elettromagnetica per compiere un’oscillazione completa. l’unità di misura del periodo è il secondo (s). E la frequenza corrisponde alla distanza tra due creste consecutive dell’onda.

3 La teoria corpuscolare della luce 9 la costante di Planck vale: A B C D

6,626 · 10−34 J 6,626 · 1034 J · s 6,626 · 10−34 J · s 6,022 · 1023 J · s

10 Nell’ipotesi di Planck, la particella:

3 indica le affermazioni errate. A la luce di una lampadina a incandescenza è un insieme di onde monocromatiche che vanno dal rosso al violetto. B la luce bianca quando attraversa un prisma di vetro si disperde. il prisma separa le radiazioni di diverso colore e dà origine a uno spettro a righe, con tutti i colori dell’iride. l’arcobaleno ne è un classico esempio. C Una radiazione elettromagnetica caratterizzata da un singolo valore di lunghezza d’onda è detta policromatica, mentre un insieme di più radiazioni monocromatiche con lunghezze d’onda differenti costituisce un fascio monocromatico.

4 osserva l’immagine e completa inserendo le informazioni mancanti.

A deve necessariamente assorbire una specifica quantità di energia, detta quanto. B deve necessariamente cedere una specifica quantità di energia, detta bosone. C deve assorbire una qualsiasi quantità di energia, detta quanto. D deve necessariamente assorbire una esigua quantità di energia, detta quanto.

11 la formula che permette di calcolare la quantità di energia è: A B C D

E = h/ν E=c·ν E = h · ν2 E=h·ν

12 l’energia di un quanto dipende dalla: A B C D

frequenza. intensità. ampiezza. velocità di propagazione.

13 Un laser emette una luce con una frequenza di 4,69 · 1014 hz. Calcola l’energia di un fotone.

700

600

A B C D

rosso Verde indaco Violetto

500

λ = ............... nm ν = ............... hz ν = ............... hz λ = ............... nm ν = ............... hz λ = ............... nm ν = ............... hz λ = ............... nm [A. 4,3 · 1014 hz; B. 5,45 · 1014 hz; C. 6 · 1014 hz; D. 7,5 · 1014 Hz]

5 Una radiazione elettromagnetica con frequenza di 6,0 · 1014 hz: A non è monocromatica. B è uno spettro continuo. C può far parte di uno spettro continuo. D corrisponde a due diverse lunghezze d’onda.

78

400

[3,11 · 10−19 J]

14 Nell’alta atmosfera, l’ozono (o3) assorbe radiazioni di

lunghezza d’onda comprese nell’intervallo 210-230 nm. Calcola l’energia assorbita dall’ozono. [E210 = 9,466 · 10−19 J; E230 = 8,643 · 10−19 J]

15 il magnesio (mg), quando eccitato, emette un’onda

elettromagnetica a 266,8 nm. Calcola la frequenza d’onda, l’energia di un fotone e quella di una mole di fotoni. [ν = 1,12 · 1015 hz; Efotone = 7,42 · 10−19J; E1 mole = 4,47 · 105 J/mol]

16 la molecola di clorofilla assorbe dalla luce valori di energia

pari a 3,056 · 10−19 J/fotone e a 4,414 · 10−19 J/fotone. Calcola le corrispondenti lunghezze d’onda. [λ1 = 650 nm; λ2 = 450 nm]

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

24 il numero quantico principale (n) definisce:

4 Il modello atomico di Bohr 17 Secondo il modello di Bohr, nell’atomo d’idrogeno non eccitato: A l’elettrone percorre lo stato stazionario più lontano dal nucleo, quello con valore d’energia più basso rispetto a tutti gli altri stati stazionari permessi. B l’elettrone percorre lo stato stazionario più vicino al nucleo, quello con valore d’energia più basso rispetto a tutti gli altri stati stazionari permessi. C l’elettrone non percorre lo stato stazionario più vicino al nucleo, quello con valore d’energia più basso rispetto a tutti gli altri stati stazionari permessi. D l’elettrone percorre lo stato stazionario più vicino al nucleo, quello con valore d’energia più alto rispetto a tutti gli altri stati stazionari permessi.

18 Secondo il modello di Bohr, a parte il primo stato stazionario, nell’atomo d’idrogeno tutti gli altri stati percorsi dall’elettrone si definiscono: A stati non eccitati dell’atomo d’idrogeno. B stati stazionari dell’atomo d’idrogeno. C stati eccitati del nucleo d’idrogeno. D stati eccitati dell’atomo d’idrogeno.

20 indica l’affermazione errata. A Se l’elettrone salta dallo stato fondamentale al primo stato eccitato, l’elettrone assorbe energia. Quando l’elettrone ritorna allo stato fondamentale restituisce il pacchetto d’energia precedentemente assorbito. B Se l’elettrone salta dallo stato fondamentale al primo stato eccitato, l’elettrone assorbe energia. Quando l’elettrone ritorna allo stato fondamentale non restituisce il pacchetto d’energia precedentemente assorbito.

21 Un elettrone dell’atomo di idrogeno passa dall’orbita con

n = 3 all’orbita con n = 2; la differenza di energia tra i due livelli è di 3,0 · 10−19 J. Calcola la lunghezza d’onda della luce emessa dall’atomo; mostra i passaggi della tua strategia di risoluzione. hc [si parte dalla relazione: ∆E = h ν = ___; λ 6,63 · 10−7 m = 663 nm]

5 Il dualismo onda-particella 22 il numero di orbitali al terzo livello energetico (n = 3) è pari a: C 6

D 1

C 3s

D 5s

23 l’orbitale con minor energia è: A 4s

B 1s

A B C D

degenerati. generati. degeneri. generi.

26 Quali terne di numeri quantici sono possibili? motiva la

27 il numero quantico magnetico (m) può assumere:

l’elettrone: A cede un preciso pacchetto di energia e salta su un livello energetico più esterno. l’atomo passa dallo stato fondamentale a quello eccitato, meno stabile. B assorbe un preciso pacchetto di energia e salta su un livello energetico più esterno. l’atomo passa dallo stato fondamentale a quello eccitato, più stabile. C assorbe un preciso pacchetto di energia e salta su un livello energetico più esterno. l’atomo passa dallo stato fondamentale a quello eccitato, meno stabile. D assorbe un preciso pacchetto di energia e salta su un livello energetico più esterno. l’atomo passa dallo stato eccitato a quello fondamentale, meno stabile.

B 3

25 Gli orbitali dello stesso tipo che hanno la stessa energia sono:

risposta. A n = 2, l = 2, m = 0 B n = 4, l = 3, m = −2 C n = 5, l = 4, m = 0

19 Secondo il modello di Bohr, quando si fornisce energia,

A 9

A il livello energetico dell’orbitale che l’elettrone può occupare e può assumere tutti i valori da 1 a 6. B l’orientazione dell’orbitale e può assumere tutti i valori da 1 all’infinito. C il livello energetico dell’orbitale che l’elettrone può occupare e può assumere tutti i valori da 1 all’infinito. D il livello energetico dell’orbitale che l’elettrone non può occupare e può assumere tutti i valori da 1 all’infinito.

A B C D

tutti i valori interi compresi fra −l e +l, 0 escluso. tutti i valori interi compresi fra −l e +l, 0 incluso. tutti i valori interi compresi fra 0 e infinito. solo alcuni valori interi compresi fra −l e +l.

28 lo spin descrive la rotazione: A del protone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso orario oppure antiorario, può 1 1 assumere solo due valori: ms = + __, ms = − __ 2 2 B dell’elettrone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso orario, può assumere 1 solo il valore: ms = + __ 2 C dell’elettrone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso antiorario, può 1 assumere solo il valore: ms = − __ 2 D dell’elettrone attorno al proprio asse e, poiché la rotazione può avvenire solo in senso orario oppure antiorario, può 1 1 assumere solo due valori: ms = +__, ms = −__ 2 2

6 La configurazione elettronica degli atomi 29 la configurazione elettronica di un atomo è il modo in cui: A B C D

gli elettroni sono disposti negli orbitali. i protoni sono disposti negli orbitali. gli ioni sono disposti negli orbitali. gli elettroni sono disposti nel nucleo.

30 in un atomo, gli elettroni occupano gli orbitali a partire da

quello: A a più bassa energia, quello più lontano dal nucleo, proseguendo con gli altri in ordine crescente di energia. B a più alta energia, quello più vicino al nucleo, proseguendo con gli altri in ordine crescente di energia. C a più bassa energia, quello più vicino al nucleo, proseguendo con gli altri in ordine decrescente di energia. D a più bassa energia, quello più vicino al nucleo, proseguendo con gli altri in ordine crescente di energia.

79

31 i due diagrammi rappresentano la configurazione elettronica di: A azoto; B magnesio. Sono entrambi sbagliati; trova gli errori e correggi i diagrammi. A 1s

2s

2p

1s

2s

2p

B

32 Disegna nel quaderno i diagrammi orbitalici dei seguenti elementi: A o → 1s2 2s2 2p4 B P → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 C N → 1s2 2s2 2p3 D Fe → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

33 Scrivi la configurazione elettronica dei seguenti ioni:

3s

A Ca2+: ......................

B mg2+: .....................

C Cl−: ......................

COMPETENZE 34 LEGGI E ARGOMENTA i raggi X sono onde

elettromagnetiche che trasportano grandi quantità di energia. Se inviati su un corpo, una parte è assorbita, una parte è trasmessa. Più denso è il corpo, minore è la quantità di raggi trasmessa. i raggi X sono un potente strumento di indagine per diagnosi mediche, per esempio sono usati per eseguire le radiografie. Definisci i seguenti termini: a. onda elettromagnetica; b. lunghezza d’onda; c. frequenza d’onda; d. ampiezza; e. periodo.

35 DISEGNA UN GRAFICO Completa l’immagine inserendo gli elementi mancanti.

38 ARGOMENTA Scaldati sulla fiamma, alcuni elementi chimici emettono luce. l’energia fornita dalla fiamma è restituita sotto forma di fotoni, cui corrispondono specifici colori. Come previsto da Bohr, infatti, gli elettroni eccitati si spostano su orbite di livello energetico maggiore e, ritornando allo stato fondamentale, emettono fotoni con una specifica lunghezza d’onda. a. Che cosa prevede il modello atomico di Bohr? b. Per quale ragione gli elementi chimici, se non messi sulla fiamma, non emettono alcun particolare colore? c. Come si comportano gli elettroni quando all’atomo è fornita energia? d. Quando l’atomo passa dallo stato fondamentale a quello eccitato è più o meno stabile? e. in quale fase l’atomo emette onde elettromagnetiche caratterizzate da uno specifico colore? motiva la risposta.

Ampiezza

39 LEGGI UN GRAFICO E ARGOMENTA osserva le immagini e rispondi alle domande.

A Intensità

a b Spazio

Tempo c

B elettromagnetica?

37 ARGOMENTA l’arcobaleno si forma quando i raggi del sole attraversano le goccioline d’acqua sospese nell’aria dopo un temporale. anche se ogni arcobaleno è costituito da uno spettro continuo, tutte le sfumature si fondono nei 7 colori principali. a. Qual è la differenza tra spettro continuo e a righe? b. osserva lo spettro della luce visibile qui sotto. le onde e.m. che si trovano a sinistra del rosso hanno frequenza maggiore o minore di quelle che compongono lo spettro visibile?

700

80

600

500

400

Intensità

d

36 ARGOMENTA Che cosa si intende per intensità dell’onda

Spazio

a. Quale coppia di onde ha la stessa lunghezza d’onda, ma diversa ampiezza? b. Quale coppia di onde ha la stessa ampiezza, ma diversa lunghezza d’onda? c. Considera l’immagine a: le due onde elettromagnetiche hanno stessa o diversa frequenza? d. Considera le onde elettromagnetiche delle due immagini: quale ha maggiore frequenza? e come si calcola la frequenza d’onda? e. Considera l’onda elettromagnetica di colore blu: è corretto affermare che una radiazione elettromagnetica caratterizzata da un singolo valore di lunghezza d’onda è detta policromatica?

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

40 CALCOLA E ARGOMENTA Utilizzate durante la Seconda

guerra mondiale con la scoperta dei radar, oggi le microonde sono impiegate, almeno a livello domestico, soprattutto per la cottura dei cibi. acqua, grassi e zuccheri assorbono l’energia trasportata dalle microonde, aumentando il numero di oscillazioni e innalzando la temperatura dei cibi. Un tipico forno a microonde emette radiazioni con lunghezza d’onda di circa 12,2 cm. Dai la definizione della temperatura e calcola la frequenza corrispondente. [2,46 · 109 Hz]

44 CALCOLA l’azoto (N2) è diffuso in natura, sia allo stato libero sia in numerosi composti. Gas biatomico, incolore, inodore, poco solubile in acqua è, dopo i gas nobili, l’elemento più inerte: a temperatura ambiente non si combina con quasi nessun elemento. Per rompere il legame tra due atomi di azoto nelle molecole biatomiche N2 occorrono 941 kJ/mol. Calcola l’energia necessaria per rompere una molecola di azoto in due atomi (N). a quale tipo di radiazione corrisponde? [128 nm]

45 ARGOMENTA osserva i diagrammi orbitalici seguenti e individua quello corrispondente alla configurazione elettronica del fosforo nello stato fondamentale. Che cosa c’è di sbagliato nelle altre rappresentazioni? a. [Ne] 3s

3p

3s

3p

3s

3p

3s

3p

b. [Ne]

41 CALCOLA aiutandoti con la tavola periodica e con lo spettro continuo della luce visibile, completa la tabella inserendo lunghezza d’onda e frequenza e calcolando l’energia delle emissioni dei seguenti elementi. λ (nm)

Elemento

ν (Hz)

E (J)

sodio

3,37 · 10

589,0

−19

3,75 · 10−19

rame

42 CALCOLA la percezione del mondo esterno non si realizza

solo attraverso la visione degli oggetti, ma anche attraverso il riconoscimento delle varie sfumature di colore. le acromatopsie sono difetti genetici caratterizzati dall’assenza della percezione di tutte, o quasi, le bande di colore. Più precisamente, sono deficit di visione di tutti e tre i colori primari (rosso, verde, blu). Nelle discromatopsie, la percezione cromatica è presente, ma differente dal normale. Si tratta di un deficit di visione di uno dei tre colori primari. Più in particolare si ha: a. protanopia, insensibilità alle frequenze 4,16 · 1014 - 4,00 · 1014 hz. Queste frequenze a quale colore corrispondono? b. deuteranopia, insensibilità ai 530 nm (circa). a quale colore corrisponde e a quale valore energetico? c. tritanopia, insensibilità al blu (azzurro), al violetto e al giallo. a quali lunghezze d’onda corrispondono? [b. 3,75 · 10−19 J; c. blu (430 − 490 nm), giallo (560 − 580 nm), violetto (400 − 430 nm)]

43 CALCOLA Completa la tabella inserendo le informazioni mancanti.

Elemento

Z

rame

A

Numero di neutroni

Configurazione elettronica

63 19

20 118 1

0

d. [Ne]

46 ARGOMENTA Scrivi il valore accettabile per ognuno dei

4,47 · 1014

litio

c. [Ne]

[Xe] 6s1 4f 14 5d10

seguenti numeri quantici: a. n = 3; l = ........., m = +2 b. n = ........., l = 2; m = 1

[a. l = 2; b. n > 3 o n = 3]

47 CALCOLA l’atropina (C17h23No3F) è un farmaco che provoca la dilatazione della pupilla, effetto richiesto in occasione di interventi diagnostici e chirurgici sull’occhio, nonché nel trattamento di alcune malattie infiammatorie del bulbo oculare. il dosaggio è decisamente importante, visti i potenziali effetti collaterali.

a. Scrivi sul quaderno le configurazioni elettroniche di ciascun atomo appartenente all’atropina. b. Per ogni dose di atropina leggi quali sono gli effetti collaterali e calcola il numero di moli, il numero di molecole e il numero di atomi di carbonio. • 1 mg: secchezza della bocca, tachicardia • 2 mg: precedenti effetti + vista offuscata • 5 mg: difficoltà a deglutire; riscaldamento del corpo; attività intestinale prossima al blocco • 10 mg: possibile morte [1 mg: 3,45 · 10−6; 2,08 · 1018; 3,54 · 1019; 2 mg: 6,91 · 10−6; 4,16 · 1018; 7,07 · 1019; 5 mg: 1,73 · 10−5; 1,04 · 1019; 1,77 · 1020; 10 mg: 3,46 · 10−5; 2,08 · 1019; 3,54 · 1020]

81

Fornire un’educazione di qualità, equa ed inclusiva, e opportunità di apprendimento per tutti 4.3 Garantire entro il 2030 ad ogni donna e uomo un accesso equo ad un’istruzione tecnica, professionale e terziaria - anche universitaria - che sia economicamente vantaggiosa e di qualità.

VIDEO

Think like a molecule! A partire dagli anni ’50, l’interesse verso la simulazione al computer e la modellizzazione molecolare è aumentato in modo considerevole. Negli ultimi 10-15 anni, la disponibilità di computer sempre più potenti ha permesso di considerare sistemi atomico-molecolari via via più complessi, da quelli di interesse biochimico, alle superfici e ai solidi; non mancano le applicazioni ai problemi di reattività, ma qui le difficoltà (anche teoriche) permangono. Con le simulazioni la differenza tra scienza teorica e scienza sperimentale sembrerebbe venir meno: tali indagini infatti presentano caratteristiche comuni a entrambe e possono ragionevolmente essere collocate a metà strada tra i due approcci. Le sempre più frequenti elaborazioni al computer hanno, inoltre, permesso di creare e diffondere una serie di programmi user friendly, caratterizzati cioè da interfacce grafiche facilmente utilizzabili. Le simulazioni sono un ottimo supporto per l’interpretazione degli esperimenti e la descrizione e trattazione dei sistemi fisici a livello atomico. Inoltre, sono ricche di dettagli microscopici, spesso fondamentali per la comprensione dei fenomeni studiati. Tali tecniche ci permettono di dare una rappresentazione grafica delle strutture molecolari, di isolare un sistema e studiarne gli aspetti strutturali, di evidenziare la complessità dell’interazione tra il sistema considerato, per esempio un soluto, e l’ambiente circostante, il solvente, e di eseguire esperimenti virtuali. Per creare molecole al computer, dalle più semplici alle più complesse, è necessario riflettere su alcuni aspetti microscopici che regolano il comportamento atomico e molecolare.

LO SAPETE CHE…? • … RasMol è un programma che si può scaricare liberamente e che visualizza molecole anche molto complesse con pochi click. • … esistono delle banche dati dove si possono trovare e scaricare i file di tutte o quasi tutte le molecole che studiate. Una delle più importanti è la PDB, Protein Data Bank. • … la chimica computazionale è la branca della chimica che si occupa di simulare sistemi chimici.

82

Gli scienziati W.J. Hehre e J. Shusterman sostengono che: «chi si occupa di simulazioni deve think like a molecule (“pensare come una molecola”) e per fare ciò deve necessariamente vedere e osservare la struttura presa in considerazione». Per noi diventerebbe molto difficile arrivare direttamente alle simulazioni, mentre potrebbe essere utile e interessante studiare la chimica anche attraverso i programmi di visualizzazione molecolare: essi si prestano bene a favorire l’acquisizione dei concetti di struttura, legame, geometria, impedimento sterico, e molto altro ancora. Per esempio, la possibilità di sezionare molecole complesse come quelle proteiche apre orizzonti conoscitivi difficilmente esplorabili attraverso la semplice lettura di un libro di testo. Domenico Parisi, docente al CNR (Consiglio Nazione delle Ricerche), sostiene che ci siano molteplici modi di comprendere il mondo che ci circonda: «si impara attraverso il linguaggio, perché qualcuno ci racconta com’è fatta (la realtà) e ce la spiega, e si impara attraverso l’esperienza, osservando la realtà ed interagendo con essa. Conoscere e capire la realtà attraverso le parole è stata la modalità di apprendimento dominante nelle società moderne. Oggi però lo sviluppo delle tecnologie informatiche sta aprendo nuove possibilità all’altro apprendimento, quello che passa attraverso l’esperienza», anche simulata.

3 Dal moDello Di Bohr al moDello a orBitali

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 il numero massimo di elettroni contenuti negli orbitali p è: A B C D

3 elettroni 2 elettroni non c’è un numero massimo 6 elettroni

2 Quanti elettroni possono essere contenuti al massimo in un orbitale? A 3 elettroni B 2 elettroni C Non c’è un numero massimo D 6 elettroni

3 la lunghezza d’onda corrisponde: A alla distanza tra due creste. B alla distanza tra due creste consecutive o tra due successivi ventri. C al numero di oscillazioni complete che passano in un punto in un secondo. D alla distanza tra due ventri.

4 Nel vuoto, la luce e le altre forme di radiazione

elettromagnetica: A si propagano tutte alla stessa velocità, che dipende dalla frequenza d’onda. B non si propagano. C si propagano tutte alla stessa velocità, che dipende dalla frequenza e dalla lunghezza d’onda. D si propagano tutte alla stessa velocità, circa 300 000 km/s.

5 la relazione tra frequenza e lunghezza d’onda è: A ν=c·λ

λ B ν = __ c

c2 C ν = __ λ

c D ν = __ λ

6 Secondo il modello di Bohr quando un elettrone passa a un livello energetico più esterno: A assorbe energia. B cede energia. C assorbe e cede energia. D non assorbe e non cede energia.

7 Secondo l’ipotesi di Planck la materia è in grado di emettere o assorbire solo in modo: A non discreto, cioè continuo, attraverso pacchetti interi d’energia. B discreto, cioè continuo, attraverso pacchetti interi d’energia. C discreto, cioè non continuo, attraverso pacchetti interi d’energia. D nessuna delle precedenti è corretta.

8 Si chiama configurazione elettronica la distribuzione: A B C D

dei protoni negli orbitali di un isotopo. degli elettroni negli orbitali di un atomo. dei protoni negli orbitali di un atomo. degli elettroni degeneri negli orbitali di un atomo.

9 Nel secondo livello (n = 2) ci sono: A B C D

22 = 4 orbitali. 23 = 8 orbitali. 21 = 2 orbitali. non è possibile prevedere il numero di orbitali.

10 il principio di esclusione di Pauli afferma che

VERIFICA INTERATTIVA

ogni orbitale può essere: A occupato al massimo da due elettroni con spin antiparalleli. B occupato al massimo da due elettroni con spin paralleli. C occupato da due o più elettroni con spin antiparalleli. D vuoto o occupato al massimo da due elettroni.

11 la regola di hund stabilisce che la configurazione: A di massima energia è quella in cui è massimo il numero di elettroni spaiati, con spin paralleli. B di minima energia è quella in cui è massimo il numero di elettroni spaiati, con spin antiparalleli. C di minima energia è quella in cui è minimo il numero di elettroni spaiati, con spin paralleli. D di minima energia è quella in cui è massimo il numero di elettroni spaiati, con spin paralleli.

12 Si chiamano elettroni di valenza quelli che: A B C D

occupano un qualsiasi livello energetico. non occupano il livello più esterno di un atomo. occupano il livello più esterno di un atomo. occupano il livello più interno di un atomo.

13 Secondo Schrödinger l’orbitale è la regione dello spazio: A intorno al nucleo atomico in cui è massima la densità di probabilità (almeno 90%) di trovare l’elettrone. B intorno al nucleo atomico in cui è massima la densità di probabilità (almeno 90%) di trovare il protone. C nel nucleo atomico in cui è massima la densità di probabilità (almeno 90%) di trovare l’elettrone. D intorno al nucleo atomico in cui è minima la densità di probabilità (almeno 90%) di trovare l’elettrone.

14 Una radiazione elettromagnetica caratterizzata da un

singolo valore: A di frequenza d’onda è detta policromatica, mentre un insieme di più radiazioni policromatiche con lunghezze d’onda differenti costituisce un fascio monocromatico. B di lunghezza d’onda è detta cromatica, mentre un insieme di più radiazioni cromatiche con lunghezze d’onda differenti costituisce un fascio policromatico. C di ampiezza è detta monocromatica, mentre un insieme di più radiazioni policromatiche con ampiezze d’onda differenti costituisce un fascio monocromatico. D di lunghezza d’onda è detta monocromatica, mentre un insieme di più radiazioni monocromatiche con lunghezze d’onda differenti costituisce un fascio policromatico.

15 il principio di indeterminazione afferma che: A è possibile conoscere, contemporaneamente e con accettabile accuratezza, la posizione e la velocità di una particella. B è possibile conoscere, contemporaneamente e con accettabile accuratezza, la posizione e la temperatura di una particella. C non è possibile conoscere, contemporaneamente e con accettabile accuratezza, la posizione e la velocità di una particella. D non è possibile conoscere, contemporaneamente e con accettabile accuratezza, la posizione e la temperatura di una particella.

83

CAPITOLO

4

CONTENUTI

Struttura atomica e periodicità 1 La struttura elettronica degli atomi e la tavola periodica 2 Le proprietà periodiche 3 Andamento periodico e proprietà degli elementi IN DIGITALE Schede di laboratorio Il comportamento dei metalli e dei non metalli

1

La struttura elettronica degli atomi e la tavola periodica

La scoperta di Mendeleev Nel 1869 si conoscevano 63 elementi chimici: alcuni erano gas, un paio erano liquidi, la maggior parte erano solidi a temperatura e pressione ambiente. Alcune delle loro proprietà fisiche, il comportamento chimico e il peso dei loro atomi erano noti, ma non si trovava un modo per organizzarli in maniera logica. Dmitrij Ivanovicˇ Mendeleev, un chimico russo, fu il primo a ideare un sistema per ordinare gli elementi. Egli sapeva che alcuni di essi presentavano delle somiglianze: cloro, bromo e iodio, per esempio, avevano proprietà chimiche molto simili. Mendeleev pensò che questo tipo di somiglianze fosse l’indizio di uno schema nascosto. Per ogni elemento scrisse su un cartoncino il punto di fusione, la densità, il colore e il peso atomico (che oggi conosciamo come massa atomica relativa). Disponendo gli elementi dal più leggero al più pesante, egli notò che alcune proprietà si presentavano a intervalli regolari. Nelle prime versioni della sua tavola periodica, Mendeleev dispose gli elementi con proprietà simili su una stessa riga realizzando una prima versione della tavola periodica di cui riportiamo un esempio (Figura 1). In alcuni casi, lasciò degli spazi vuoti e riuscì a prevedere la posizione di elementi che furono scoperti solo successivamente. Per esempio, il germanio (peso atomico 70) fu scoperto solamente nel 1886, ma Mendeleev riuscì a individuare le proprietà dell’elemento mancante con notevole accuratezza. La tavola periodica consentiva di prevedere l’esistenza e le proprietà di elementi ancora sconosciuti; questo contribuì a convincere gli scienziati che si trattava di uno strumento valido e potente.

84

4 Struttura atomica e periodicità

Gruppi Periodi

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

1

1 2

H Li

Be

B

c

N

o

F

2

3 4

Na K

mg ca

al ?

Si ti

p V

S cr

cl mn

Fe

co

Ni

3

5 6

cu rb

Zn Sr

? Yt

? Zr

as Nb

Se mo

Br -

ru

rh

pd

4

7 8

ag cs

cd Ba

in -

Sn ce

Sb -

te -

i -

-

-

-

5

9 10

-

-

-

-

ta

W

-

os

ir

pt

6

11 12

au

Hg -

ti -

pb th

Bi -

u

-

↑ Figura 1

La moderna tavola periodica Grazie alle scoperte dei primi decenni del Novecento, si capì che il criterio secondo cui ordinare gli elementi non era la massa atomica, bensì il numero atomico (Z) che determina l’ordine adottato nella moderna classificazione (Figura 2). Oggi infatti sappiamo che:

ENGLISH

numero atomico atomic number

le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico Z. ENGLISH

La tavola è organizzata in 7 righe orizzontali, chiamate periodi, e 18 colonne chiamate gruppi (Figura 2). Il 1° periodo (la riga che si trova più in alto) contiene solo due elementi: idrogeno (H) ed elio (He). Il 2° periodo comprende 8 elementi: dal litio (Li) fino al neon (Ne), e così anche il 3° periodo; mentre il 4° e il 5° ne hanno 18. Gli elementi presenti nel 6° e nel 7° periodo sono invece 32. I gruppi sono numerati sia con numeri romani (gruppi A e gruppi B) sia secondo le indicazioni della IUPAC, che si serve di numeri arabi (1, 2, 3 ecc., fino a 18). In questo volume useremo entrambe le numerazioni.

• periodo period • gruppo group

gruppi VIII A 18

IA 1

2

1

1

H

idrogeno 1,008

2

3

periodi

5

VI A 16

VII A 17

He elio

4,003

4

5

6

7

8

9

10

Be

B

C

N

O

F

Ne 20,18

litio

berillio

boro

carbonio

azoto

ossigeno

fluoro

6,941

9,012

10,81

12,01

14,01

16,00

19,00

11

12

13

14

15

16

17

Na

sodio

Mg

magnesio 24,31

III B 3

IV B 4

VB 5

VI B 6

VII B 7

8

VIII B 9

10

IB 11

II B 12

Al

alluminio 26,98

Si

silicio 28,09

P

fosforo 30,97

S

Cl

zolfo

cloro

32,07

35,45

neon

18

Ar

argon 39,95

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

potassio

calcio

scandio

titanio

39,10

47,88

vanadio

manganese

52,00

54,94

ferro

cobalto

nichel

rame

zinco

gallio

65,39

69,72

germanio

arsenico

selenio

bromo

74,92

cripton

40,08

44,96

78,96

79,90

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

54

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

rodio

Pd

palladio

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

101,1

102,9

106,4

rubidio

stronzio 87,62

ittrio 88,91

zirconio 91,22

50,94

cromo

Rb

niobio

molibdeno

92,91

95,94

tecnezio (98)

55,85

rutenio

58,93

58,69

63,55

argento 107,9

cadmio

indio

112,4

114,8

72,61

stagno

antimonio

118,7

121,8

tellurio 127,6

iodio 126,9

83,80

xenon 131,3

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

138,9

178,5

cesio 132,9

7

VA 15

3

85,47

6

IV A 14

Li

22,99

4

III A 13

II A 2

bario 137,3

lantanio

afnio

tantalio 180,9

tungsteno 183,9

renio 186,2

osmio 190,2

iridio 192,2

platino 195,1

oro

197,0

mercurio

tallio

piombo

bismuto

polonio

astato

radon

200,6

204,4

207,2

209,0

(210,0)

(210,0)

(222,0)

87

88

89

104

105

106

107

108

109

110

111

112

114

116

Fr

Ra

radio

Ac

attinio

Rf

rutherfordio

Db

dubnio

Sg

seaborgio

Bh

bohrio

Hs

hassio

Mt

Ds

Rg

Cn

Fl

Lv

(223)

226,0

227,0

(261)

(262)

(263)

(262)

(265)

(268)

(269)

(272)

(285)

francio

58

LANTANIDI

Ce

cerio 140,1

ATTINIDI

59

60

61

Pr

Nd

Pm

140,9

144,24

praseodimio neodimio promezio (145)

flerovio

meitnerio darmstadio roentgenio copernicio

62

Sm

samario 150,4

63

Eu

europio 152,0

64

Gd

gadolinio 157,3

66

67

terbio

65

disprosio

Dy

Ho

158,9

162,5

164,9

Tb

olmio

livermorio

68

69

Er

Tm

erbio 167,3

tulio

168,9

70

Yb

71

Lu

itterbio

lutezio

173,0

175,0

90

91

92

93

94

95

96

97

98

99

100

101

102

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm curio

Bk

berkelio

Cf

californio

Es

einstenio

Fm

fermio

Md

mendelevio

No

nobelio

laurenzio

(247)

(247)

(251)

(252)

(257)

(256)

(259)

(260)

torio

protoattinio

uranio

nettunio

plutonio

americio

232,0

231,0

238,0

237,0

(244)

(243)

103

Lr

← Figura 2

85

Le caratteristiche in base ai periodi Nella tavola periodica, quando si passa da un elemento al successivo, lungo un periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità: per esempio, il litio ha Z = 3, il berillio, l’elemento successivo, ha Z = 4. Poiché assieme al numero di protoni aumenta anche il numero di elettroni, la configurazione elettronica deve tenere conto dell’aggiunta di un elettrone. Osserviamo la Figura 3, che riporta una porzione della tavola periodica corrispondente ai periodi 2° e 3°, e concentriamoci sulla configurazione elettronica dei primi elementi che appartengono al 2° periodo: muovendosi lungo il periodo si riempie man mano il livello corrispondente al numero quantico principale n = 2, fino al suo completamento (Ne, Z = 10, [He] 2s2 2p6). Passando al periodo successivo (Na, Z = 11), l’elettrone in più va a sistemarsi nel primo livello successivo, cioè quello che corrisponde a n = 3. 3

4

5

6

7

8

9

10

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

[He] 2s1

[He] 2s2

[He] 2s2 2p1

[He] 2s2 2p2

[He] 2s2 2p3

[He] 2s2 2p 4

[He] 2s2 2p5

[He] 2s2 2p6

11

12

13

14

15

16

17

18

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

[Ne] 3s1

[Ne] 3s2

[Ne] 3s2 3p1

[Ne] 3s2 3p2

[Ne] 3s2 3p3

[Ne] 3s2 3p4

[Ne] 3s2 3p5

[Ne] 3s2 3p6

← Figura 3

In generale possiamo affermare che: ciascun periodo coincide con il numero quantico principale n, cioè con il livello energetico che va riempiendosi lungo quel periodo. Nella tavola periodica ci sono 7 periodi, perciò ci sono 7 livelli energetici.

Le caratteristiche in base ai gruppi Nella Tabella 1 sono riportate le configurazioni elettroniche di alcuni elementi del primo gruppo (IA). Per esempio, tutti gli elementi appartenenti al primo gruppo hanno un solo elettrone nell’ultimo livello energetico: 1s1, 2s1, 3s1, 4s1, 5s1, 6s1, 7s1, più in generale ns1. Quindi, gli elementi di un gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza e perciò hanno proprietà chimiche simili proprio come accade (come vedremo) agli elementi della Figura 4. Li

(Z = 3)

Na (Z = 11) K

(Z = 19)

Litio (Li)

Sodio (Na)

↑ Figura 4

1s2 2s1 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

rb (Z = 37)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

cs (Z = 55)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1

← Tabella 1 configurazioni elettroniche di alcuni elementi.

Nello stesso modo, se sviluppassimo le configurazioni degli elementi appartenenti ai gruppi IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA constateremmo la presenza di 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 elettroni negli orbitali atomici più esterni. In questo caso, l’ordine del gruppo (I, II, III…) coincide con il numero di elettroni periferici presenti nell’ultimo livello energetico. Questi elettroni sono chiamati, come già detto, elettroni di valenza e il livello più esterno è definito guscio di valenza.

86

potassio (K)

ENGLISH

• elettroni di valenza valence electrons

• guscio di valenza valence shell

4 Struttura atomica e periodicità

Come possiamo vedere dalla Figura 5, elementi che hanno lo stesso numero di elettroni nel guscio di valenza appartengono allo stesso gruppo. Osserviamo, in particolare, la configurazione elettronica degli elementi del gruppo VIIIA: essa è indicata con la simbologia ns2 np6 ed è detta otteziale perché nel guscio di valenza sono presenti 8 elettroni. Gli elementi appartenenti a questo gruppo sono detti gas nobili e sono chimicamente stabili, cioè difficilmente reagiscono, perciò sono anche definiti inerti. A eccezione dell’elio (He), tutti gli altri gas nobili hanno 8 elettroni sull’ultimo livello energetico.

I blocchi della tavola periodica

VIIIA

IIA

2

4

He

Be

1s2

2s2

elementi del gruppo iia: 2 elettroni di valenza; la loro configurazione elettronica esterna è ns2.

12

Mg 3s2 20

Ca 2

4s

38

Sr

2

2s 2p

6

18

Ar 3s2 3p6 36

Kr

elementi del gruppo Viiia: 8 elettroni di valenza; il livello più esterno (n) è completo.

4s2 4p6

5s2

54

56

Ba

Xe

6s2

5s2 5p6 86

88

Ra

Rn

7s2

6s2 6p6

In base a quanto abbiamo osservato, possiamo fare alcune generalizzazioni: • per gli elementi dei gruppi principali (cioè i gruppi A della tavola periodica), con l’eccezione dell’elio, il numero degli elettroni di valenza è uguale al numero romano del gruppo; gli elementi del gruppo IVA hanno 4 elettroni di valenza, quelli del gruppo VIA hanno 6 elettroni di valenza, e così via; • per gli elementi dei gruppi principali (gruppi A) il numero del periodo indica il livello di energia principale più esterno, che è occupato dagli elettroni di valenza. Gli elementi del primo periodo hanno gli elettroni esterni nel primo livello (n = 1), gli elementi del secondo periodo, terzo periodo ecc. hanno gli elettroni esterni nel secondo livello, terzo livello ecc. In base all’ordine di riempimento degli orbitali, l’intera tavola periodica può essere divisa in quattro blocchi (Figura 6): 1

10

Ne

1s

1s

2

2s

2p

3

3s

3p

4

4s

3d

4p

5

5s

4d

5p

6

6s

5d

6p

7

7s

6d

↑ Figura 5

← Figura 6

4f 5f

• il blocco s comprende il gruppo IA, degli elementi detti metalli alcalini (configurazione esterna ns1), e il gruppo IIA, dei metalli alcalino-terrosi (configurazione esterna ns2); • il blocco p comprende 6 gruppi, con configurazione esterna ns2 np1, ns2 np2, … , ns2 np6 (gas nobili, eccetto l’elio); • il blocco d comprende gli elementi di transizione; • il blocco f, riportato esternamente alla tavola periodica, comprende i lantanidi (riempimento degli orbitali 4f ) e gli attinidi (riempimento degli orbitali 5f ). Per gli elementi di transizione (gruppi B della tavola periodica) gli elettroni di valenza comprendono gli elettroni s del livello più esterno (n) e alcuni elettroni d del livello che lo precede (n − 1). Per esempio, gli elettroni di valenza del vanadio (gruppo VB) sono 3d 3 4s2.

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Quali grandezze fisiche utilizzò mendeleev per iniziare a ordinare gli elementi chimici? 2 mendeleev, come dispose gli elementi chimici nelle prime versioni della tavola periodica? 3 Nella moderna tavola periodica, qual è il criterio usato per ordinare gli elementi chimici?

87

2

Le proprietà periodiche

Nella tavola periodica la configurazione elettronica esterna degli elementi si ripete con regolarità; allo stesso modo, alcune proprietà degli atomi variano in modo abbastanza prevedibile quando ci si sposta lungo i periodi o i gruppi. Sono le cosiddette proprietà periodiche; in questo paragrafo vedremo in che modo variano la carica nucleare effettiva, il raggio atomico, l’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica e l’elettronegatività degli elementi.

La carica nucleare effettiva

ENGLISH

La carica nucleare effettiva è l’azione attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza. Questi ultimi risentono meno dell’attrazione delle cariche positive perché: • sono più lontani dai protoni; • sono schermati dagli elettroni compresi tra il nucleo e il guscio di valenza; • sono respinti dagli elettroni interni poiché si tratta di cariche dello stesso segno. Per calcolare la carica nucleare effettiva di un elemento basta applicare la seguente formula: Zeff = Z − S dove Zeff è la carica nucleare effettiva, Z è il numero atomico e S è il numero di elettroni interni.

PROBLEMA SVOLTO

1 Calcolare la carica nucleare effettiva Calcola la carica nucleare effettiva dei primi 4 elementi del 3° periodo: sodio, magnesio, alluminio e silicio. RISOLVI

ricava dalla tavola periodica i rispettivi numeri atomici, poi sviluppa le configurazioni elettroniche degli elementi considerati e infine applica la formula Zeff = Z − S.

Calcola 1. puoi impostare la seguente tabella: Elemento

Na

Mg

Al

Si

Z

11

12

13

14

configurazione elettronica

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

2. calcola le rispettive cariche nucleari applicando la formula: Zeff (Na) = Z − S = 11 − 10 = 1 Zeff (mg) = Z − S = 12 − 10 = 2 Zeff (al) = Z − S = 13 − 10 = 3 Zeff (Si) = Z − S = 14 − 10 = 4

FAI PRATICA

2 Calcola la carica nucleare effettiva degli elementi litio e potassio. Tieni presente che appartengono allo stesso gruppo.

[Zeff (Li) = 1; Zeff (K) = 1]

88

carica nucleare effettiva effective nuclear charge

4 Struttura atomica e periodicità

Come abbiamo visto nel problema svolto, gli elettroni interni degli elementi del 3° periodo sono sempre 10, mentre quelli di valenza aumentano di 1 man mano che ci spostiamo lungo il periodo, da sinistra verso destra: per questo motivo la carica nucleare effettiva aumenta. Se provassimo a fare lo stesso ragionamento per una serie di elementi appartenenti a uno stesso gruppo, troveremmo che la carica nucleare (sperimentale) effettiva diminuisce leggermente procedendo dall’alto verso il basso, sia perché aumenta la distanza tra gli elettroni di valenza e il nucleo, sia perché aumentano gli elettroni interni che fanno da schermo. Visti i precedenti esempi, possiamo affermare che: ENGLISH

la carica nucleare effettiva aumenta lungo il periodo da sinistra a destra e diminuisce leggermente dall’alto verso il basso lungo il gruppo.

carica nucleare effettiva effective nuclear charge

PER CAPIRE

Il raggio atomico

il raggio di un catione è sempre più piccolo di quello dell’atomo da cui deriva perché la carica nucleare rimane la stessa, ma gli elettroni diminuiscono e quindi risentono di una attrazione più forte.

Sappiamo che la struttura di un atomo è quasi del tutto vuota e che le dimensioni degli atomi non possono essere stabilite con esattezza perché i loro orbitali non hanno confini precisi. Per tale ragione, la definizione di raggio atomico è arbitraria. Approssimando l’atomo a una sfera e avvicinando tra loro due atomi dello stesso tipo, la distanza minima tra i centri corrisponde a due volte il raggio, cioè al diametro medio di un atomo. Dividendo a metà questa distanza possiamo ottenere il raggio atomico che è così definito: il raggio atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi uguali.

ENGLISH

raggio atomico atomic radius

Per esempio, la distanza fra due atomi nella molecola di bromo (Br2) è 228 pm (1 picometro = 10−12 m), perciò il raggio atomico del bromo sarà 114 pm (Figura 7). Anche il raggio atomico è una delle proprietà periodiche (Figura 8): Br

il raggio atomico aumenta lungo il gruppo dall’alto verso il basso e diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra.

228 pm

Il raggio atomico aumenta lungo il gruppo perché man mano che si procede verso il basso aumentano i livelli energetici: per esempio, dal litio al potassio si passa da un elemento del secondo periodo (2 orbite) a un elemento del quarto periodo (4 orbite).

152

186

160

180

Ti

147

Zr

155

V

134

Nb

146

Cr

128

Mo

145

Mn

130

Tc

135

meta

lli di

B

Fe

126

Ru

Rh

130

trans

125

Al

Ni

123

Pd

135

C

85

Co 140

Cu

128

Ag

153

izion

Zn

134

Cd

Ga

e III A minu

isce

Sn

IV A

141

VA

117

Te

143

VI A

72

98

Br

133

VIIA

70

Ar

99

114

I

Ne

Cl

103

Se

120

32

F

S

110

Sb

He

O

73

P

As

122

140

N

70

Si

118

Ge

135

151 1 In 66

il rag

gio a tomi co di

143

77

nta

Y

me

II A

Sc

162

o au

Sr

215

mic

Ca

197

Kr

112

Xe

130

VIIIA

ato

IA

Be

112

ggio

Rb

248

↑ Figura 7

Mg

il ra

Raggio (pm)

K

227

raggio atomico del bromo 228 pm : 2 = 114 pm

37

H L3i 7

Na

Br

← Figura 8

89

Quest’ultimo ha ovviamente un raggio maggiore (Tabella 2). Elemento

Periodo

Raggio atomico (pm)

Li

2

152

Na

3

154

K

4

227

rb

5

248

cs

6

265

← Tabella 2 raggi atomici degli elementi del gruppo ia.

Il raggio atomico diminuisce lungo il periodo perché la carica nucleare effettiva aumenta da sinistra verso destra: gli elettroni che via via si aggiungono appartengono allo stesso livello energetico e sono circa alla stessa distanza dal nucleo perciò, aumentando la forza d’attrazione, l’atomo si contrae (Tabella 3). Elemento

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

raggio atomico (pm)

186

160

143

117

110

104

99

← Tabella 3 raggi atomici degli elementi del 2° periodo.

L’energia di ionizzazione Se si rimuove un elettrone da un atomo di sodio (Z = 11), portato allo stato gassoso, si forma uno ione sodio (Na+). Per strappare l’elettrone occorre fornire energia (Figura 9). 10 elettroni

e–

11 elettroni 11 protoni

perde un elettrone 11 protoni

atomo di sodio

ione Na+, un catione

L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo (o uno ione) allo stato gassoso.

← Figura 9 ENGLISH

energia di ionizzazione ionization energy

Energia di prima ionizzazione (kJ/mol)

L’energia richiesta per strappare il primo elettrone da un 2500 He atomo neutro è chiamata energia di prima ionizzazioNe elementi elementi ne (Ei1) e nel caso del sodio Ei1 vale 496 kJ/mol. di transizione di transizione 2000 del quarto del quinto Questa energia può essere misurata in modo accurato: essa è Ar periodo periodo 1500 Kr riferita a una mole di atomi e in genere è espressa in kJ/mol. Xe Dal grafico in Figura 10 è evidente la periodicità: Ei1 parte 1000 da un valore minimo, che corrisponde al metallo alcalino di ogni periodo (Li, Na, K, Rb), e aumenta fino a un valore 500 Li Na massimo, che corrisponde al gas nobile del periodo corriK Rb spondente (Ne, Ar, Kr, Xe). L’energia di ionizzazione è una 0 0 10 20 30 40 50 proprietà periodica: Numero atomico • spostandosi lungo un gruppo, Ei1 in genere diminuisce, perché l’elettrone strappato è più lontano dal nucleo e quindi è trattenuto con mi- ↑ Figura 10 nore forza; • spostandosi lungo un periodo, Ei1 tende ad aumentare, perché l’elettrone esterno risente di una carica nucleare effettiva crescente e quindi occorre maggiore energia per allontanarlo.

90

4 Struttura atomica e periodicità

Na (g) → Na (g) + e +

2+

Ei2 = 4560 kJ/mol

−

Osserviamo il grafico in Figura 12: l’elettrone più esterno del sodio occupa l’orbitale 3s; anche nel caso del magnesio si tratta di un elettrone 3s, ma leggermente più schermato. Rimuovere un secondo elettrone dallo ione Na+ richiede maggiore energia che rimuovere un secondo elettrone dallo ione Mg+.

Energia di ionizzazione (kJ/mol)

L’andamento non è perfettamente regolare; per esempio, il boro ha una energia di prima ionizzazione minore del berillio. Possiamo spiegare questo fatto considerando che l’elettrone più esterno del boro occupa un orbitale 2p ed è schermato efficacemente dai due elettroni nell’orbitale 2s: in altre parole occorre più energia per rimuovere un elettrone dall’orbitale 2p di un atomo di berillio che da un orbitale 2s di un atomo di boro (Figura 11). L’energia necessaria per rimuovere un secondo elettrone da uno ione 8000 come Na+ (allo stato gassoso) è chiamata energia di seconda io7000 nizzazione (Ei2); in modo analogo si definisce l’energia di terza ionizzazione (Ei3), e così via. Nel caso del sodio, l’energia di seconda 6000 ionizzazione è circa dieci volte maggiore di Ei1:

Be B Li

↑ Figura 11 7730 Ei1

6910

Ei2 Ei3

5000 4000

4560

3000 2000 1000 0

1450 738

496 Na

Mg

↑ Figura 12

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare l’energia di ionizzazione Calcola l’energia necessaria per ionizzare 7,44 g di sodio, sapendo che l’energia di prima ionizzazione è 496,5 kJ/mol. RISOLVI

Dati

Incognite

msodio = 7,44 g

E=?

Ei = 496,5 kJ/mol L’energia che devi calcolare è quella necessaria per allontanare un elettrone, secondo la reazione: Na (g) → Na+ (g) + 1 e−

Ei = 496,5 kJ/mol

prima devi determinare il numero di moli di sodio e poi impostare la proporzione per calcolare l’energia necessaria.

Calcola

Ei 1 mole

1. ricava il numero di moli di sodio: 7,44 g nsodio = ___________ = 0,324 mol 22,99 g/mol 2. imposta la proporzione per determinare l’energia:

Ei ___

1 mol : 496,5 kJ = 0,324 mol : x

NA

x = 0,324 · 496,5 = 161 kJ

Controlla il risultato il risultato sembra corretto perché per 1 mol sono necessarie 496,5 kJ per strappare un elettrone. 7,44 g corrispondono a 0,324 mol, l’energia per strappare un elettrone sarà quindi inferiore.

Ei 1 atomo

FAI PRATICA

4 Calcola l’energia necessaria per ionizzare un atomo di berillio. L’energia di prima ionizzazione del berillio (Be) è 898,8 kJ/mol.

[1,493 · 10−21 kJ]

VIDEO TUTORIAL

91

L’affinità elettronica

PER CAPIRE

Molti atomi tendono a catturare uno o più elettroni per formare ioni negativi, cioè anioni, liberando energia. Questo processo è rappresentato dal seguente schema: A (g) + e− → A− (g) + energia Per esempio, un atomo di fluoro (Z = 9), portato allo stato gassoso, può catturare un elettrone e formare uno ione con carica negativa, lo ione fluoruro (F−, Figura 13). L’energia che si libera è detta affinità elettronica ed è una misura della tendenza degli atomi alla formazione di anioni.

il raggio di un anione è sempre più grande di quello dell’atomo da cui deriva, perché aumenta la repulsione tra gli elettroni.

9 elettroni

e–

9 protoni

L’affinità elettronica è l’energia sviluppata quando l’atomo di un gas acquista un elettrone. Essa diminuisce nel gruppo dall’alto verso il basso, mentre aumenta lungo un periodo da sinistra a destra.

atomo di fluoro acquista un elettrone

I valori di questa proprietà sono espressi in kJ/mol, come quelli dell’energia di ionizzazione. L’andamento dell’affinità elettronica è legato al fatto che procedendo lungo il gruppo, gli elettroni dell’ultimo livello energetico sono sempre meno attratti dal nucleo. L’atomo quindi fa fatica ad acquistare nuovi elettroni, poiché l’energia che verrebbe eventualmente liberata sarebbe molto bassa. Procedendo invece da sinistra verso destra lungo il periodo, la carica nucleare effettiva aumenta e l’atomo facilmente acquista elettroni, perciò l’energia liberata è maggiore.

10 elettroni 9 protoni

ione F–, un anione

L’elettronegatività Quando gli atomi sono legati ad altri atomi è importante tenere in considerazione un’altra proprietà periodica: l’elettronegatività. L’elettronegatività è la grandezza che misura la capacità di un atomo di attirare gli elettroni coinvolti in un legame chimico. L’elettronegatività è stata introdotta dal chimico statunitense Linus Pauling che assegnò arbitrariamente elettronegatività 4,0 al fluoro e, facendo dei confronti tra le energie coinvolte nei legami, determinò il valore dell’elettronegatività di molti elementi della tavola periodica (Figura 14). L’elettroF 4,0 negatività, in generale, diminuisce spostandosi verO 3,5 N so il basso in un gruppo e aumenta spostandosi 3,0 Cl C 3,0 2,5 S verso destra in un periodo. B ,5 2 Br P 2,1 O Se F 2,8 ,0 4 N ,8 3,5 2,4 Al C 1 B 1,5 2,5 3,0As H Cl I 2,0 S Ge 2,0 2,1 3,0 2,5 P ,8 a 2,5 Te G Si1 u n ,1 ,1 C Z Al1,6 ,8 2 Sb 2 Br i N At 1,9 1,6 1,5 1 Sn 1,9 Se Co Be 1,8 2,8 2,2 Fe In ,8 As ,4 o 1,8 1,5 HLi Cd Ga1,7 Ge1 2,0 Bi 2 P2,0 Pd Ag 1,8 n I h M ,9 ,8 R b ,7 1 1 ,1 P 2 1,0 2,2 Zn1 1 Cr 1,9 Te Ru 1,5 2,5 2,2 Cu Au1,6Hg1,6 Tl ,9 b V Mg Be 2,1 1,6 2,2 Ni n1 S Tc Li a 1,5 Ti 1,6 1,2 Co Ir 1,8 Pt 1,9 2,4 1,9 In1,8 S1,8 1,9 At o N e ,9 M ,0 ,5 ,2 1 F d 1 c 1 2 C 2 S Po Os1,8 1,7 2,2 0,9 Mg Ag Bi Nb Cr1,8 Mn 1,8 2,2 2,2 Pd 1,7 1,3 2,0 Ca Pb Na 1,9 ,9 ,6 1,6 1,5Re V r h 1 1 ,2 Z l R 1 T ,2 i ,0 2 ,9 1 T u ,9 K 1 ,9 1 g R 0 ,6 W H 3 cY 1,4 1 2,2 1,8 Tc Au 0,8 Ca r S ,3,2 1,5 2,2 1,9 Ta Mo1,7 Pt S 11 K 2,4 Nb1,5 1,8 1,9 Ir 1,0 Lu 2,2 1,0 ZrHf 1,6 s ,8b O 0R 4 ,2 Yb 2 YLa 1,4 1,3 1,3 Re 0,8 Sr 2,2 Tm ,2 W 1 ,2 r 1 ,9 ,1 E a b 1 1 R Ta 1,2 ,0 o 1B 1,7 No Lu y H1,2 1,2 0,8 0,9 La c Hf ,5 Cs D b 5 1 Y 1,5 1,3 Md ,2 Tb 1,3 m 0,7 Ba a 1A 1,2 ,1 F r m T1,2 Gd 1,1 1,3 1 Cs 1,2 ,9 Es E ,2 o 0R 1,2 1 1,3 m Eu Cf H ,2 y S 0,7 0,9 Ac Fr ,3 o D 6 1 N k ,1 m 1 bB 1,2 1,3 1 Md 0,7 Ra Nd P1,2 1,2 C dm T1,2 1,5 1,1 1,3 Fm Fr A u m G1,2 1,3 r 1,1 ,3 s E P 0,9 1 E u ,3 P 1 Ce U m 0,7 1,3 Cf 7 1,1 Np Sm1,3 1,1 1,3 Bk 1,1 1,3 Pa Nd1,7 P 1,3 1,2 Cm Pr1,5 1,1 1,2 Am 1,3 1,3 u CeTh 1,1 P 1,3 1,3 Np 1,1 1,3 U 1,3 Pa 1,7 h T 6 1,5 ta 1,3 umen

↑ Figura 13

ENGLISH

elettronegatività electronegativity

← Figura 14

2,0

Si

l’ele

à tivit

ega

n ttro

sce

inui

dim

7

92

tività

onega

r l’elett

a

PREPARATI ALLA VERIFICA 4 elenca le proprietà periodiche e descrivile brevemente. 5 Quali proprietà aumentano spostandosi lungo un periodo, da sinistra verso destra? 6 Quali proprietà diminuiscono spostandosi lungo un gruppo, dall’alto verso il basso?

4 Struttura atomica e periodicità

3

Andamento periodico e proprietà degli elementi

Come interpretare la tavola periodica Come si è visto, la tavola periodica presenta un andamento molto regolare delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. In funzione di queste proprietà è possibile raggruppare gli elementi in tre grandi famiglie (Figura 15): metalli, non metalli e semimetalli. IA 1 1 2

1

H

1,008 3

metalli semimetalli non metalli

II A 2 4

Li

5

III B IVB VB VIB VIIB 3 4 5 6 7 22,99 24,31 3 19

20

K

7

C

8

N

9

O

10

F

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

12

Mg

6

B

6,941 9,012

Na

← Figura 15

2 III A IV A V A VI A VII A He 13 14 15 16 17 4,003

Be

11

4

VIII A 18

21

Ca

Sc

38

39

22

Ti

23

V

24

25

Cr

Mn

VIIIB 9 10

8 26

Fe

27

Co

28

Ni

IB 11 29

Cu

14 15 16 17 18 II B 13 Al Si P S Cl Ar 12 26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 30

31

Zn

Ga

48

49

32

Ge

33

As

34

35

Se

Br

52

53

36

Kr

39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80 37

5 Rb

Sr

Y

40

Zr

41

42

Nb

Mo

73

74

43

Tc

44

45

46

Ru

Rh

Pd

76

77

78

47

Ag

Cd

In

50

51

Sn

Sb

82

83

Te

54

I

Xe

85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 55

6 Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

Ta

104

105

75

W

Re

Os

106

107

108

Ir

79

80

Pt

Au

Hg

110

111

112

81

Tl

Pb

Bi

84

Po

85

86

At

Rn

132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222) 87

7 Fr

88

Ra

89

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

109

Mt

Ds

Rg

Cn

58

59

60

Pr

Nd

91

92

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

66

Tb

Dy

97

98

116

(289)

(292)

Fl

(223) 226,0 227,0 (261) (262) (263) (262) (265) (268) (269) (272) (285)

Ce

114

67

Ho

68

Lv

69

70

71

Er

Tm

Yb

Lu

100

101

102

103

lantanidi 140,1 140,9 144,24 (145) 150,4 152,0 157,3 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0 175,0 90

Th

Pa

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

Bk

99

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

attinidi 232,0 231,0 238,0 237,0 (244) (243) (247) (247) (251) (252) (257) (256) (259) (260) ENGLISH

I metalli sono gli elementi che tendono con facilità a perdere elettroni, secondo lo schema generale:

metalli metals

Metallo → Men+ + n elettroni dove Me indica il metallo. Gli elementi metallici sono molto numerosi (più di 80), sono solidi a temperatura ordinaria (eccetto il mercurio, che è liquido, Figura 16a) e hanno un aspetto lucente; inoltre sono buoni conduttori di calore e di elettricità (Figura 16b) e sono duttili e malleabili (cioè, possono essere ridotti rispettivamente in fili e lamine sottili, Figura 16b e c). a

b

fili di rame foglio di alluminio c

↑ Figura 16

93

I non metalli sono gli elementi che tendono con facilità ad acquistare elettroni:

ENGLISH

non metalli non metals

Non metallo + n elettroni → Non Men− Sono cattivi conduttori di calore e di elettricità; possono essere gassosi (per esempio, idrogeno, fluoro, ossigeno), liquidi (bromo), solidi (come carbonio, Figura 17, zolfo, fosforo ecc.). I non metalli non sono né duttili né malleabili e si trovano nella parte destra della tavola periodica.

carbonio in forma di diamante

carbonio in forma di grafite

← Figura 17

silicio

I semimetalli sono un gruppo limitato di elementi che hanno un comportamento intermedio tra il metallico e il non metallico (per esempio silicio, Figura 18, e germanio).

I gruppi più rappresentativi

← Figura 18

Metalli alcalini (gruppo IA) I metalli alcalini si trovano in natura sia nei composti sia in soluzione nell’acqua di mare. Litio, sodio, potassio, rubidio, cesio e francio sono infatti molto reattivi: essi si combinano facilmente con l’acqua liberando idrogeno e formando composti con ossigeno e idrogeno di formula generale MeOH come NaOH (Figura 19) e KOH. 2Me (s) + 2H2O (l) → 2Me+ (aq) + 2OH− (aq) + H2 (g)

← Figura 19 La tendenza a reagire con l’acqua aumenta scendendo nel gruppo: il litio reagisce lentamente, il potassio piuttosto vivacemente, mentre il cesio, anche in piccolissime quantità, dà una reazione esplosiva. Nel caso del potassio e del cesio il calore sviluppato può incendiare l’idrogeno che si forma nella reazione (Figura 20).

← Figura 20

94

4 Struttura atomica e periodicità

I metalli alcalini reagiscono anche con l’ossigeno e con gli elementi del gruppo VIIA dando composti chiamati alogenuri, solubili in acqua, di formula MX (in cui X indica l’alogeno), come NaCl (Figura 21), NaF, KCl, LiBr e NaI. 2Me (s) + X2 (g) → 2MeX (s) Scendendo lungo il gruppo, la reazione con il cloro è via via più vigorosa: l’energia di ionizzazione diminuisce e il metallo perde più facilmente l’elettrone esterno. Fai attenzione! L’idrogeno, pur facendo parte del gruppo IA, non è un metallo alcalino.

← Figura 21 Metalli alcalino-terrosi (gruppo IIA) Berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario e radio sono molto reattivi, anche se meno dei metalli alcalini: solo il berillio non reagisce con l’acqua, gli altri, come il calcio, reagiscono formando composti chiamati idrossidi, di formula Me(OH)2 (Figura 22). I metalli alcalino-terrosi formano composti detti ossidi con formula generale MeO e cloruri, cioè composti del cloro, solubili di formula MeCl2. Alogeni (gruppo VIIA) Fluoro, cloro, bromo, iodio sono tipici non metalli. In natura sono presenti come molecole biatomiche (F2, Cl2, Br2, I2). A causa dell’elevata affinità elettronica tendono a reagire facilmente con altri atomi a cui sottraggono elettroni. Il fluoro è l’alogeno più reattivo (forma composti anche con alcuni gas nobili), lo iodio è il meno reattivo. Gli alogeni (che indichiamo genericamente con X) reagiscono con i metalli. 2Me (s) + nX2 (g) → 2MeX n (s) Con il sodio formano dei sali solubili di formula NaX e con l’idrogeno danno composti di formula HX. X2 (g) + H2 (g) → 2HX (g)

← Figura 22 PREPARATI ALLA VERIFICA 7 a quale gruppo corrisponde la famiglia degli alogeni? illustrane le caratteristiche.

La reattività degli alogeni, al contrario di quella dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, diminuisce scendendo nel gruppo.

8 con quale sostanza reagiscono violentemente i metalli alcalini?

Gas nobili (gruppo VIIIA) Elio, neon, argo, kripto, xeno e radon sono decisamente poco reattivi. La loro reattività aumenta scendendo nel gruppo. Oggi si conoscono composti solo del kripto, dello xeno e del radon con elementi come l’ossigeno e il fluoro, che sono molto reattivi.

9 a quale gruppo appartengono gli elementi meno reattivi della tavola periodica?

95

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

La struttura elettronica degli atomi e la tavola periodica

Dmitrij I. Mendeleev ideò un sistema per ordinare gli elementi. disponendo gli elementi dal più leggero al più pesante, egli osservò che vi erano delle regolarità nel loro comportamento chimico. dopo i primi decenni del Novecento, le scoperte sulla struttura atomica misero in evidenza che gli elementi andavano ordinati secondo il numero atomico Z. Nella tavola gli elementi sono sistemati in modo da creare una griglia di 7 righe orizzontali, chiamate PERIODI, e 18 colonne, chiamate GRUPPI. Nella tavola periodica ci sono 7 livelli energetici, cioè 7 periodi che coincidono con il numero quantico principale n (livello energetico). Gli elementi di un gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza e perciò presentano proprietà chimiche simili. L’ordine del gruppo (ia, iia ecc.) coincide con il numero di elettroni periferici presenti nell’ultimo livello energetico. Questi elettroni sono chiamati elettroni di valenza, mentre il livello è definito guscio di valenza. La tavola periodica può essere suddivisa in 4 blocchi, in base al riempimento degli orbitali: il blocco s, costituito dai metalli alcalini e alcalino-terrosi, il blocco p, costituito dagli elementi dei gruppi III-VIIIA, il blocco d, che corrisponde ai metalli di transizione, il blocco f, che include i lantanidi e gli attinidi.

2

Le proprietà periodiche

La CARICA NUCLEARE EFFETTIVA è l’attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza, aumenta lungo il periodo da sinistra a destra e diminuisce lentamente dall’alto verso il basso, lungo il gruppo. il RAGGIO ATOMICO corrisponde alla metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi uguali, aumenta lungo il gruppo dall’alto verso il basso e diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra. L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo (o uno ione) allo stato gassoso. Spostandosi in un gruppo l’energia di ionizzazione in genere diminuisce, mentre tende ad aumentare lungo il periodo. L’AFFINITÀ ELETTRONICA è l’energia che si libera quando un atomo neutro (allo stato gassoso) acquista un elettrone. L’affinità elettronica diminuisce nel gruppo dall’alto verso il basso, mentre aumenta in un periodo da sinistra a destra. L’ELETTRONEGATIVITÀ è la grandezza che misura la capacità di un atomo di attirare gli elettroni in un legame chimico. in generale diminuisce spostandosi verso il basso in un gruppo, mentre aumenta spostandosi verso destra in un periodo.

3

Andamento periodico e proprietà degli elementi

in funzione delle proprietà periodiche è possibile individuare tre grossi gruppi di elementi: • i METALLI sono gli elementi che tendono con facilità a perdere elettroni; • i NON METALLI tendono ad acquistare elettroni; • i SEMIMETALLI sono un gruppo limitato di elementi che hanno un comportamento intermedio tra il metallico e il non metallico (per esempio, silicio e germanio).

96

4 Struttura atomica e periodicità IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

TAVOLA PERIODICA ideata per la prima volta da

in cui gli in cui possiamo riconoscere

ELEMENTI

MENDELEEV METALLI

SEMIMETALLI

sono ordinati in base al

NON METALLI

NUMERO ATOMICO Z e sistemati in PERIODI GRUPPI lungo i quali si individuano le PROPRIETÀ PERIODICHE

CARICA NUCLEARE EFFETTIVA

RAGGIO ATOMICO

ENERGIA DI IONIZZAZIONE

IA 1 1 2

1

H

1,008 3

Li

metalli semimetalli non metalli

IIA 2 4

2 III A IV A V A VI A VII A He 13 14 15 16 17 4,003 5

Be

19

20

K

7

C

8

N

9

O

10

F

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

IIIB IVB V B VIB VII B 3 4 5 6 7 22,99 24,31 3 Mg

6

B

12

Na

ELETTRONEGATIVITÀ

VIII A 18

6,941 9,012 11

4

AFFINITÀ ELETTRONICA

21

Ca

Sc

38

39

22

Ti

23

V

24

25

Cr

Mn

VIII B 9 10

8 26

Fe

27

Co

28

Ni

IB 11 29

Cu

14 15 16 17 18 II B 13 Al Si P S Cl Ar 12 26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 30

31

Zn

Ga

48

49

32

Ge

33

As

34

35

Se

Br

52

53

36

Kr

39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80 37

5 Rb

Sr

Y

40

Zr

41

42

Nb

Mo

73

74

43

Tc

44

45

46

Ru

Rh

Pd

76

77

78

47

Ag

Cd

In

50

51

Sn

Sb

82

83

Te

I

54

Xe

85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 55

6 Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

Ta

104

105

75

W

Re

Os

106

107

108

Ir

79

80

Pt

Au

Hg

110

111

112

81

Tl

Pb

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222) 87

7 Fr

88

Ra

89

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

109

Mt

Ds

Rg

Cn

58

59

60

Pr

Nd

91

92

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

66

Tb

Dy

97

98

116

(289)

(292)

Fl

(223) 226,0 227,0 (261) (262) (263) (262) (265) (268) (269) (272) (285)

Ce

114

67

Ho

68

Lv

69

70

71

Er

Tm

Yb

Lu

100

101

102

103

lantanidi 140,1 140,9 144,24 (145) 150,4 152,0 157,3 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0 175,0 90

Th

Pa

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

Bk

Cf

99

Es

Fm

Md

No

Lr

attinidi 232,0 231,0 238,0 237,0 (244) (243) (247) (247) (251) (252) (257) (256) (259) (260)

97

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 La struttura elettronica degli atomi e la tavola periodica

1 La moderna tavola periodica classifica gli elementi in ordine: A B C D

crescente di numero di massa. crescente di massa. crescente di numero atomico. decrescente di numero atomico.

2 Nella moderna tavola periodica, il numero atomico aumenta: A B C D

da destra a sinistra nel periodo. da sinistra a destra nel periodo. da sinistra a destra nel gruppo. da destra a sinistra nel gruppo.

3 Vero o falso? A a partire dall’idrogeno, che ha numero atomico 1, gli elementi chimici occupano 7 righe orizzontali chiamate periodi. B i gruppi della tavola periodica sono 18 e sono numerati sia con numeri arabi sia secondo le indicazioni della iupac (International Union of Pure and Applied Chemistry), che si serve di numeri romani.

4 Secondo la notazione araba, nella tavola periodica ci sono: A 18 periodi. B 8 gruppi a.

C 18 gruppi. D 8 periodi a.

5 Secondo la notazione romana, nella tavola periodica ci sono: A 18 periodi. B 8 gruppi a.

C 18 gruppi. D 8 periodi a.

6 Leggi attentamente il testo. Se presenti, individua gli errori e riscrivi nel quaderno la frase corretta. Nella tavola periodica, quando si passa da un elemento al successivo, il numero di massa (A) e la configurazione elettronica dell’elemento diminuiscono di una unità. Osservando la tavola periodica, è possibile dire che: ogni volta che il livello più interno si completa, l’elettrone più vicino al nucleo entra nel livello energetico successivo. Per questa ragione, ogni periodo inizia con un elemento che ha un solo elettrone nel primo livello energetico.

7 il periodo coincide con il numero quantico: A B C D

principale l degli elettroni. secondario l degli elettroni. secondario n degli elettroni. principale n degli elettroni.

8 considera la seguente configurazione elettronica 1s2 2s2 2p2. a quale elemento chimico corrisponde? rispondi sul quaderno motivando la risposta.

9 tutti gli elementi appartenenti al primo gruppo hanno: A B C D

98

1 solo elettrone nell’ultimo livello energetico. 1 solo elettrone nel primo livello energetico. 2 elettroni nell’ultimo livello energetico. non hanno elettroni nell’ultimo livello energetico.

10 La configurazione otteziale corrisponde alla configurazione elettronica: A ns np del gruppo Viiia. B ns2np5 del gruppo Viia.

C ns2np6 del gruppo Viiia. D ns1np6 del gruppo Viiia.

11 La configurazione esterna 4f 106s2 corrisponde alla famiglia: A B C D

dei lantanidi. dei metalli alcalino-terrosi. degli alogeni. degli attinidi.

2 Le proprietà periodiche 12 La carica nucleare effettiva è l’azione: A B C D

attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni. attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza. repulsiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza. attrattiva che il nucleo esercita sui protoni di valenza.

13 La carica nucleare effettiva aumenta o diminuisce lungo

il periodo? rispondi nel quaderno motivando la risposta.

14 La carica nucleare effettiva: A aumenta lentamente dall’alto verso il basso lungo il gruppo. B diminuisce lentamente dal basso verso l’alto lungo il gruppo. C diminuisce lentamente dall’alto verso il basso lungo il periodo. D diminuisce lentamente dall’alto verso il basso lungo il gruppo.

15 calcola la carica nucleare effettiva dei seguenti elementi:

calcio (ca), alluminio (al), cloro (cl). [Zeff(ca) = 2; Zeff(al) = 3; Zeff(cl) = 7]

16 il raggio atomico è: A B C D

la distanza minima tra due atomi uguali. la metà della distanza minima tra due atomi uguali. la metà della distanza minima tra due atomi diversi. la distanza massima tra due atomi uguali.

17 indica l’affermazione errata. A il raggio atomico aumenta lungo il gruppo dall’alto verso il basso e diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra. B il raggio atomico diminuisce lungo il gruppo dall’alto verso il basso e aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra.

18 La distanza minima tra due atomi di ferro (Fe) è 344 pm. calcola il raggio atomico.

[172 pm]

19 completa la tabella inserendo le informazioni mancanti. Elemento

Simbolo

Selenio

Distanza minima (pm) 234

Scandio Bario

Raggio atomico (pm)

161 Ba

434

4 Struttura atomica e periodicità

20 La distanza tra due atomi di rame è 144 pm. il raggio atomico del rame è: A 72 pm B 288 pm C 144 pm D non si può calcolare perché non si conosce la distanza del nucleo dal livello più esterno.

21 L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per: A acquisire un elettrone da un atomo (o uno ione) allo stato gassoso. B rimuovere un protone da un atomo (o uno ione) allo stato gassoso. C rimuovere un elettrone da un atomo (o uno ione) allo stato gassoso. D rimuovere un elettrone da un atomo (o uno ione) allo stato solido.

22 Quale anione risulta più stabile? motiva la risposta. A F + elettrone → F− (affinità elettronica = −328 kJ/mol) B Na + elettrone → Na− (affinità elettronica = −53 kJ/mol)

23 indica l’affermazione errata. A L’affinità elettronica è l’energia assorbita quando l’atomo di un gas acquista un elettrone. B L’affinità elettronica è l’energia sviluppata quando l’atomo di un gas acquista un elettrone.

24 L’affinità elettronica: A diminuisce nel gruppo dall’alto verso il basso, mentre aumenta lungo un periodo da sinistra a destra. B aumenta nel gruppo dall’alto verso il basso e aumenta lungo un periodo da sinistra a destra. C aumenta nel gruppo dall’alto verso il basso, mentre diminuisce lungo un periodo da sinistra a destra. D diminuisce nel periodo dall’alto verso il basso, mentre aumenta lungo un gruppo da sinistra a destra.

25 L’elettronegatività è la grandezza che misura la capacità: A di un atomo di attirare gli elettroni. B di un atomo di respingere gli elettroni in un legame chimico. C di un protone di attirare gli elettroni in un legame chimico. D di un atomo di attirare gli elettroni in un legame chimico.

26 calcola l’energia che 27,56 g di cloro allo stato gassoso

sviluppano nella reazione: cl (g) + 1e− → cl− L’affinità elettronica del cloro è Eae = −349,0 kJ/mol. [−271,3 kJ]

27 calcola l’energia necessaria per ionizzare un solo atomo di

potassio, sapendo che l’energia di ionizzazione di una mole di atomi di potassio allo stato gassoso è Ei = 418,15 kJ/mol. [6,94 · 10−22 kJ]

28 calcola l’energia necessaria per ionizzare un atomo di berillio,

sapendo che l’energia di prima ionizzazione è 898,8 kJ/mol. [1,493 · 10−18 J]

29 calcola l’energia necessaria per ionizzare 15,85 g di potassio

allo stato gassoso. L’energia di ionizzazione è 418,5 kJ/mol. [169,5 kJ]

30 calcola l’energia che devi somministrare a 30,0 g di sodio per fare avvenire la reazione: Na + energia → Na+ sapendo che Ei = 495,8 kJ/mol.

[645 kJ]

31 calcola l’energia necessaria per ionizzare 148,0 g di calcio

allo stato gassoso. La reazione è: ca (g) → ca2+ + 2e− per ionizzare il calcio devi sapere che: • l’energia di prima ionizzazione è 589,83 kJ/mol. • l’energia di seconda ionizzazione è 1145,46 kJ/mol. [6,42 · 103 kJ]

32 L’energia di prima ionizzazione del magnesio è 737,7 kJ/mol;

l’energia di seconda ionizzazione è 1450,7 kJ/mol. calcola l’energia necessaria per ionizzare 65,34 g di magnesio puro. [5882 kJ]

33 per strappare un elettrone al neon (Ne) devi fornire

2081 kJ/mol, mentre per eliminare un elettrone allo ione sodio (Na+) devi fornire 4562 kJ/mol. Lo ione sodio (Na+) e l’atomo di neon (Ne) hanno lo stesso numero di elettroni, sono cioè isoelettronici. A per ciascuno ione determina il numero atomico, scrivi la configurazione elettronica e disegna la rappresentazione. B per quale ragione i due valori di energia sono così differenti?

3 Andamento periodico e proprietà degli elementi 34 i metalli: A B C D

sono tutti solidi a temperatura e pressione ambiente. sono duttili, ma poco malleabili. sono buoni conduttori di calore. formano facilmente anioni.

35 Quale fra i seguenti elementi appartiene al gruppo dei metalli alcalini? A alluminio B calcio C Stronzio D Litio

36 Vero o falso? A La tavola periodica ha un andamento molto regolare delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. in funzione di queste proprietà è possibile raggruppare gli elementi in tre grandi famiglie: metalli, non metalli e gas nobili. B i semimetalli sono un gruppo di elementi che hanno un comportamento intermedio tra il metallico e il non metallico. C i metalli alcalino-terrosi sono poco reattivi. D Gli alogeni (fluoro, cloro, bromo, iodio) sono tipici non metalli. in natura sono presenti come molecole biatomiche (F2,cl2, Br2, i2). E Gli alogeni, a causa della loro bassa energia di ionizzazione, tendono a reagire facilmente con altri atomi cedendo elettroni. F i metalli alcalini si combinano facilmente con l’acqua liberando idrogeno e formando composti di formula generale meoH. G elio, neon, argo, kripto, xeno e radon sono molto reattivi e sono chiamati gas nobili. La loro reattività diminuisce scendendo lungo il gruppo.

99

COMPETENZE 37 ARGOMENTA collega ciascun nome al simbolo dell’elemento. poi, aiutandoti con la tavola periodica, scrivi la configurazione elettronica dei seguenti elementi e indica quale fra questi ha una configurazione elettronica otteziale, motivando la risposta sul quaderno. a. azoto c ............................................................... b. elio Ne ............................................................... c. Neon B ............................................................... d. Berillio He ............................................................... e. Fluoro N ............................................................... f. Boro o ............................................................... g. carbonio H ............................................................... h. ossigeno Li ............................................................... i. Litio Be ............................................................... l. idrogeno F ...............................................................

38 ARGOMENTA completa il brano con i termini mancanti. poi rispondi alla domanda.

per gli ...................................................... chimici è stata ideata la tavola ..................................... con la quale si dispongono e si raggruppano gli elementi in maniera tale che balzino agli occhi le distribuzioni ................................... , le famiglie di elementi simili, le ....................................... degli atomi ecc. così, per un elemento chimico posto sulla terza linea orizzontale, o terzo .........................................., possiamo dire che i suoi elettroni occupano tre orbite (livelli) e che l’atomo è più .......................................... di un altro elemento posto nel quarto periodo. Se l’atomo in questione si trova nel .................................... gruppo, avrà un elettrone sull’ultima .......................................... e due, tre, quattro, fino a otto, se si trova nel secondo, terzo, quarto o ottavo .......................................... . La tavola periodica, inoltre, presenta altri motivi d’interesse: la linea marcata che separa i .......................................... dai non-metalli; la posizione particolare dell’idrogeno, che segnala un comportamento singolare; il blocco centrale, dove troviamo gli elementi di ..................................... . a. Nella tavola periodica, alcune proprietà degli atomi variano in modo abbastanza prevedibile quando ci si sposta lungo i periodi o i gruppi. individua e definisci le cosiddette proprietà periodiche.

39 CALCOLA E ARGOMENTA magnesio e fluoro allo stato gassoso ionizzano secondo la reazione:

mg (g) + 2F (g) → mg (g) + 2F (g) 2+

−

a. per ciascuna affermazione indica se è vera o falsa. A il magnesio deve assorbire energia per ionizzare. Questa energia è chiamata energia di ionizzazione. B il fluoro deve assorbire energia per ionizzare. Questa energia è chiamata affinità elettronica. b. considera la reazione tra magnesio e fluoro e valuta se, per l’intera reazione, prevale l’energia assorbita per ionizzare il magnesio o quella sviluppata per ionizzare il fluoro. in tabella trovi i valori relativi alle corrispondenti energie.

mg F

100

Ei1 (kJ/mol) 737,7

evidenziando i termini relativi alla tavola periodica e alle sue caratteristiche. poi rispondi alle domande. La tavola periodica degli elementi, oltre alle righe orizzontali, è organizzata anche in colonne verticali. Esse hanno una doppia numerazione: araba, che procede da 1 a 18 e che definisce tutti i gruppi della tavola periodica; romana, che procede da I a VIII e che definisce i gruppi principali. Quest’ultima numerazione è particolarmente importante perché ci indica il numero di elettroni presenti nell’orbita più esterna, all’interno della quale sono ospitati dei particolari elettroni, detti “di valenza”. a. inserisci nelle caselle i numeri dei gruppi e dei periodi. IA 1

H

VIIIA IIA

IIIA

IVA

VA

VIA VIIA

Ei2 (kJ/mol)

Eae (kJ/mol)

1451 −328,0

3

Li

4

Be

6,941 9,012 11

Na

2

He

4,003

1,008

primo, periodica, gruppo, elementi, piccolo, dimensioni, transizione, metalli, periodo, orbita, elettroniche

Elemento

40 LEGGI E ARGOMENTA Leggi attentamente il brano

12

Mg

22,99 24,31

5

6

7

8

B

C

N

O

13

14

15

16

9

F

10

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

Al

Si

P

S

17

Cl

18

Ar

26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95

b. osserva i disegni e sotto ciascuno scrivi il nome dell’elemento, il simbolo e il numero atomico.

nome: ................................... simbolo: ................................... Z = ...................................

nome: ................................... simbolo: ................................... Z = ...................................

nome: ................................... simbolo: ................................... Z = ...................................

nome: ................................... simbolo: ................................... Z = ...................................

c. aiutandoti con la tavola periodica, per ciascuna affermazione indica se è vera o falsa. Se è falsa, correggila sul quaderno. A Gli elementi idrogeno, litio, sodio e potassio appartengono allo stesso gruppo. B idrogeno, litio, sodio e potassio hanno 2 elettroni di valenza; infatti, nella prima orbita, quella più interna, tutti presentano due elettroni. d. a quale periodo appartiene ciascun elemento? e a quale gruppo? e. calcola la carica nucleare effettiva di ciascun elemento.

41 CALCOLA E ARGOMENTA calcola la carica nucleare

effettiva per gli elementi potassio, rubidio e cesio. dal calcolo ottieni lo stesso valore: quale? in realtà lungo un gruppo diminuisce leggermente dall’alto verso il basso. Sapresti motivare questa affermazione?

4 Struttura atomica e periodicità

42 ARGOMENTA completa la tabella e rispondi alle domande. Elemento

Simbolo

Z

43 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO considera i valori

dell’energia di prima e seconda ionizzazione degli elementi del terzo periodo. poi rispondi alle domande.

Elettroni

idrogeno

Elemento 11 K 12

calcio 9

Ei2 (kJ/mol)

Na

495,8

4562

mg

737,7

1451

al

577,6

1817

Si

786,5

1577

p

17 2

Ei1 (kJ/mol)

2

Neon a. inserisci gli elementi della tabella nella tavola periodica dell’esercizio 44. b. individua quali elementi appartengono alle seguenti famiglie. • metalli: ........................................................................................................ • Non metalli: ............................................................................................. c. per ciascuna delle seguenti coppie, indica l’atomo che, secondo te, ha raggio atomico maggiore. • Sodio – potassio • magnesio – calcio • Fluoro – cloro motiva la tua scelta sul quaderno. d. il raggio atomico del sodio è 186 pm, quello del magnesio è 160 pm. per quale ragione il raggio atomico del magnesio è inferiore a quello del sodio nonostante il sodio appartenga al gruppo ia e il magnesio al gruppo iia?

1012

1903

S

999,6

2251

cl

1251,1

2297

ar

1520,5

2666

a. per quale ragione l’energia di seconda ionizzazione ha valori superiori rispetto alla prima? b. per quale ragione l’energia di prima ionizzazione aumenta passando dal sodio all’argo? c. considera i dati in tabella e calcola l’energia necessaria per ionizzare 12,78 g di sodio allo stato gassoso, secondo la reazione: Na (g) → Na+ (g) + 1e− d. Quanta energia sarà necessario somministrare per ionizzare un atomo di sodio? e. Facendoti aiutare dall’insegnante rappresenta su un grafico i valori di energia di prima ionizzazione degli elementi del terzo periodo. IN DIGITALE Prova con Excel Suggerimento: asse y = valori energia; asse x = elementi. Il grafico dovrebbe essere una linea spezzata. [c. 277,6 kJ; d. 8,23 · 10−22 kJ]

44 IPOTIZZA inserisci i simboli dei seguenti elementi nella tavola periodica qui sotto.

poi rispondi alle domande. • Ferro (Z = 26) • elio (Z = 2) • argo (Z = 18) • ossigeno (Z = 8) • Bario (Z = 56) • Bromo (Z = 35) • Litio (Z = 3) • alluminio (Z = 13) a. per quale ragione è stato necessario indicare il numero atomico degli elementi? b. Sarebbe stato sufficiente conoscere il numero di elettroni? c. Saresti in grado di inserire gli elementi nella tavola periodica avendo come dati quelli in tabella? motiva la risposta. Elemento

A

N

Ferro

56

30

argo

40

22

Bario

137

81

7

4

Litio elio

IA 1 1 2

metalli semimetalli non metalli

1

IIA 1,008 2 H 3

Li

VIIIA 18

4

IIIA 13 5

Be

B

2

ossigeno

16

8

Bromo

80

45

4

alluminio

27

14

5 Rb

11

12

IIIB IVB 4 22,99 24,31 3

3 Na 19

K

Mg 20

6

C

VA 15 7

N

2 VIA VIIA He 16 17 4,003 8

O

9

F

10

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

6,941 9,012

4

IVA 14

21

Ca

Sc

38

39

22

Ti

VB 5 23

V

VIB VIIB 6 7 24

Cr

25

Mn

8 26

Fe

VIIIB 9 10 27

Co

28

Ni

IB 11 29

Cu

14 15 16 17 18 IIB 13 Al Si P S Cl Ar 12 26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 30

31

Zn

Ga

48

49

32

Ge

33

As

34

35

Se

Br

52

53

36

Kr

39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80 37

Sr

Y

40

Zr

41

42

Nb

Mo

73

74

43

Tc

44

45

46

Ru

Rh

Pd

76

77

78

47

Ag

Cd

In

50

51

Sn

Sb

82

83

Te

I

54

Xe

85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 55

6 Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

Ta

104

105

75

W

Re

Os

106

107

108

Ir

79

80

Pt

Au

Hg

110

111

112

81

Tl

Pb

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222) 87

7 Fr

88

Ra

89

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

109

Mt

Ds

Rg

Cn

(223) 226,0 227,0 (261) (262) (263) (262) (265) (268) (269) (272) (285)

114

116

(289)

(292)

Fl

Lv

101

Incentivare una crescita economica duratura, inclusiva e sostenibile, un’occupazione piena e produttiva ed un lavoro dignitoso per tutti 8.4 Migliorare (…) l’efficienza delle risorse globali nel consumo e nella produzione nel tentativo di scindere la crescita economica dal degrado ambientale, (…).

VIDEO

Green New Deal Il 4 marzo 1933 il presidente degli Stati Uniti Franklin Delano Roosevelt pronuncia il suo discorso di insediamento alla presidenza, delineando i tratti fondamentali del suo operato, caratterizzati da un nuovo corso, detto New Deal, che segnerà la nuova politica del Paese, supportata da un forte intervento dello Stato nell’economia. Il 7 febbraio 2019 la parlamentare Alexandria Ocasio-Cortez e il senatore Ed Markey presentano al Congresso degli Stati Uniti un documento di 14 pagine per spingere gli Stati Uniti ad assumere «il ruolo guida nella riduzione delle emissioni a livello internazionale attraverso la trasformazione della propria politica economica». Nasce il Green New Deal, un piano economico per far fronte al cambiamento climatico e per agevolare la creazione di posti di lavoro qualificati nella ricerca ambientalista e nelle energie rinnovabili. L’aria pulita, l’acqua non inquinata, il cibo sano sono definiti diritti umani fondamentali. Come obiettivo del Piano è stato dichiarato il ricorso all’uso del 100% di energia rinnovabile, sicuramente troppo ambizioso, considerando che oggi queste fonti contano per un quinto del totale e si classificano alle spalle di gas naturale (32%), carbone (ancora il 31%) e nucleare (20%). Si presume che entro il 2050 le rinnovabili cresceranno, arrivando a coprire il 31% del fabbisogno complessivo. L’Europa ha fatto tesoro della nuova spinta ambientalista e l’Italia ha presentato, nella legge di Bilancio 2020, novità importanti e significative, come i fondi per la decarbonizzazione dell’economia, l’economia circolare, l’adattamento e la mitigazione climatica. Gli obiettivi strategici sono otto: 1. aumentare l’impegno di riduzione dei gas serra nel Piano Energia e Clima dal 37% al 50%; 2. realizzare la transizione a un’energia efficiente e rinnovabile, rendendo più incisiva la riqualificazione energe-

tica del patrimonio edilizio, raddoppiando il contributo per l’installazione di pompe di calore, aumentando la produzione da energie rinnovabili (geotermia, solare termico, biomasse); 3. accelerare la transizione verso un’economia circolare con un recepimento rapido ed efficace delle direttive europee, dando seguito allo sblocco dell’end of waste, cioè della fine dei rifiuti, incentivando il riciclo e il mercato dei prodotti usati; 4. puntare sulla rigenerazione urbana e sulle green city, in modo da riqualificare aree e edifici degradati senza consumare nuovo suolo; 5. tutelare il capitale naturale e l’agricoltura di qualità, favorendo la diffusione della agroecologia e dell’agricoltura ecologica; 6. realizzare la decarbonizzazione dei trasporti, sostenendo l’innovazione dei trasporti e delle infrastrutture verso l’elettrificazione; 7. sviluppare formazione, ricerca, innovazione e digitalizzazione orientate alla green economy; 8. attuare una riforma fiscale che introduca una carbon tax, cioè una tassa sull’uso dei combustibili fossili.

LO SAPETE CHE…? • … secondo il famoso biologo Harvard edward o. Wilson «l’estinzione di specie a causa dell’attività umana continua ad accelerare, tanto velocemente da eliminare più della metà di tutte le specie entro la fine di questo secolo». • … per il Fmi (Fondo monetario internazionale) la lotta al cambiamento climatico deve partire dalle politiche fiscali, che scoraggino l’utilizzo del carbone e degli altri combustibili fossili e incentivino consumi più efficienti e l’utilizzo di fonti alternative. • … secondo un sondaggio della commissione ue, il 93% degli europei considera il surriscaldamento globale un problema grave. • … secondo paul crutzen, premio Nobel per la chimica nel 1995, siamo entrati nell’antropocene, una nuova fase della storia del pianeta, durante la quale il genere umano influenza in modo decisivo l’ecologia globale.

102

4 Struttura atomica e periodicità

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 Gli elementi della tavola periodica appartenenti ai: A primi due gruppi a sinistra e agli ultimi sei a destra sono detti elementi atipici o non rappresentativi o elementi dei gruppi non principali. B primi tre gruppi a sinistra e agli ultimi quattro a destra sono detti elementi tipici o rappresentativi o elementi dei gruppi principali. C primi due gruppi a sinistra e agli ultimi sei a destra sono detti elementi tipici o rappresentativi o elementi dei gruppi principali. D primi tre gruppi a sinistra e agli ultimi sei a destra sono detti elementi tipici o rappresentativi o elementi dei gruppi principali.

2 al centro della tavola periodica si trovano gli: A elementi di transizione o metalli alcalino-terrosi, mentre nelle due righe in basso sono posti gli elementi di transizione interna o metalli di transizione interna. B elementi di transizione o non metalli di transizione, mentre nelle due righe in basso sono posti gli elementi di transizione interna o metalli di transizione interna. C elementi di transizione o metalli di transizione, mentre nelle tre righe in basso sono posti gli elementi di transizione esterna o metalli di transizione esterna. D elementi di transizione o metalli di transizione, mentre nelle due righe in basso sono posti gli elementi di transizione interna o metalli di transizione interna.

3 La carica nucleare effettiva è: A l’azione attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza e si calcola con la formula Zeff = Z − S. B l’azione repulsiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza e si calcola con la formula Zeff = Z − S. C l’azione attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza e si calcola con la formula Z = Zeff − S. D l’azione attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza e si calcola con la formula Zeff = Z/S.

4 Gli alogeni appartengono: A al primo gruppo. B al settimo gruppo.

C al settimo periodo. D al primo periodo.

5 Gli elementi appartenenti al primo gruppo sono chiamati: A B C D

metalli alcalini e hanno 1 solo elettrone. metalli alcalini e hanno 1 solo elettrone esterno. metalli alcalino-terrosi e hanno 1 solo elettrone esterno. metalli alcalino-terrosi e hanno 1 solo elettrone.

6 Gli alogeni sono particolarmente reattivi perché hanno: A B C D

8 elettroni nell’orbita più esterna. 8 elettroni in totale. 7 elettroni in totale. 7 elettroni nell’orbita più esterna.

7 La famiglia del carbonio è formata da elementi chimici che hanno: A 4 elettroni nelle orbite. B 3 elettroni nell’orbita più esterna. C 1 elettrone nell’orbita più esterna. D 4 elettroni nell’orbita più esterna.

8 il numero massimo di elettroni contenuti nel secondo periodo è: A 8

B 10

C 20

D 2

9 indica l’affermazione errata. A B C D

VERIFICA INTERATTIVA

il simbolo del calcio è ca. il calcio e il bario appartengono al secondo gruppo. il calcio e il magnesio appartengono al secondo gruppo. il calcio ha due elettroni di valenza.

10 Nella moderna tavola periodica, il numero atomico aumenta: A B C D

da destra a sinistra nel periodo. da sinistra a destra nel periodo. da sinistra a destra nel gruppo. da destra a sinistra nel gruppo.

11 Quali fra i seguenti è un metallo alcalino? A Ferro B Neon

C Sodio D Fosforo

12 il numero di orbite (livelli) coincide con il: A B C D

gruppo di appartenenza. numero di elettroni presenti nell’ultima orbita. periodo di appartenenza. numero atomico.

13 i numeri atomici 1, 3, 10 corrispondono agli elementi: A idrogeno, litio, sodio. B neon, litio, idrogeno.

C idrogeno, elio, neon. D idrogeno, litio, neon.

14 i metalli: A B C D

sono tutti solidi a temperatura ambiente. sono duttili, ma non malleabili. tendono a perdere due elettroni. conducono calore e elettricità.

15 La corretta rappresentazione dell’elemento ferro è: A Fe

B fe

C Fe

D F

16 i gas nobili elio, neon, argo, kripto, xeno e radon sono: A poco reattivi. La loro reattività aumenta scendendo nel gruppo. B molto reattivi. La loro reattività aumenta scendendo nel gruppo. C abbastanza reattivi. La loro reattività aumenta salendo nel gruppo. D poco reattivi. La loro reattività aumenta scendendo nel periodo.

17 il numero massimo di elettroni che può essere contenuto nel primo periodo è: A 1 B 2

C 0

D 10

18 La famiglia del carbonio è particolare perché: A il carbonio è un non metallo, il silicio e il germanio sono due semimetalli, lo stagno e il piombo hanno, viceversa, tipiche proprietà metalliche. B il carbonio, il silicio e il germanio sono semimetalli, lo stagno e il piombo sono due metalli. C il carbonio, il silicio e il germanio sono metalli, lo stagno e il piombo sono due semimetalli. D il carbonio, il silicio e il germanio sono metalli, lo stagno e il piombo sono due non metalli.

19 a eccezione dell’elio, i gas nobili hanno il guscio esterno con configurazione: A ns1 np6 B 2s2 2p5

C ns2 np4 D ns2 np6

103

CAPITOLO

5

CONTENUTI

I legami chimici 1 Perché si formano i composti 2 I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto 3 I legami chimici 4 Il legame ionico 5 Il legame covalente 6 Il legame metallico 7 La geometria molecolare 8 Le nuove teorie del legame: il legame di valenza e gli orbitali molecolari

1

Perché si formano i composti

Prima di considerare come gli elettroni esterni formino i legami chimici, è necessario rispondere a un importante quesito: perché due o più atomi si uniscono legandosi in aggregati poliatomici? Perché due atomi d’idrogeno o di cloro si legano tra loro per formare le molecole H2 e Cl2? Perché sodio e cloro non formano singole molecole di NaCl, ma estesi aggregati di ioni costituiti da Na+ e Cl−? E infine, perché due atomi di elio o di argo non si legano per formare molecole del tipo He2 o Ar2? Idrogeno, cloro, sodio e la maggior parte degli altri elementi chimici si lega ad altri atomi perché: ogni aggregato di atomi tende allo stato di più bassa energia, che corrisponde alla massima stabilità. Due o più atomi formano molecole o strutture ioniche perché tali aggregati hanno un’energia inferiore rispetto al valore energetico di ciascun atomo isolato. Cerchiamo di capire che cosa significa questa affermazione e in che modo l’energia è coinvolta nella formazione degli aggregati atomici.

104

5 I legamI chImIcI

Sperimentalmente si è osservato che: • gli atomi tendono spontaneamente a legarsi; • due atomi A e B formano un legame chimico quando l’aggregato AB è più stabile, cioè quando raggiunge una condizione di minima energia che equivale alla massima stabilità; • il legame chimico si forma perché l’attrazione tra cariche positive (quelle del nucleo) e negative (gli elettroni) non si limita al singolo atomo, ma coinvolge anche gli elettroni di atomi vicini. L’energia in gioco nella formazione e nella rottura di un legame è detta energia di legame. L’energia di legame è la quantità di energia (per mole) necessaria a rompere un legame o l’energia (per mole) sviluppata quando si forma il legame. L’unità di misura dell’energia di legame è kJ/mol.

ENGLISH

energia di legame bond energy

Due atomi d’idrogeno quando si uniscono per formare la molecola H2 liberano 436 kJ/mol secondo la reazione: H + H → H2 + energia La formazione dei legami è spontanea e porta a liberare energia. Se volessimo rompere un legame, dovremmo fornire energia. La rottura di un legame chimico non è spontanea e necessita l’assorbimento di energia. La molecola d’idrogeno assorbe 436 kJ/mol per rompere il legame tra i due atomi: H2 + energia (436 kJ/mol) → H + H Nella Tabella 1 sono riportati i valori dell’energia di legame di alcune molecole, cioè l’energia necessaria per rompere il legame chimico. Questi valori sono tutti positivi perché la rottura di un legame è un processo che richiede energia. Legame

Energia di legame (kJ/mol)

Legame

Energia di legame (kJ/mol)

h2

436

hF

565

N2

944

hcl

431

O2

496

hBr

366

F2

158

hI

299

cl2

242

cO

1074

← Tabella 1 Valori di alcune energie di legame.

Dalle energie di legame in tabella è possibile fare un’ulteriore considerazione che riguarda la forza del legame e la stabilità della molecola. L’azoto (N2) ha un’energia di legame di 944 kJ/mol, mentre l’idrogeno (H2) di 436 kJ/mol (Figura 1): quindi, per separare i due atomi di azoto dobbiamo fornire più energia di quella necessaria per separare due atomi di idrogeno. Il legame azoto-azoto è più forte del legame idrogeno-idrogeno perché il valore di energia di legame è superiore. La molecola d’azoto, quindi, è sicuramente più stabile rispetto a quella d’idrogeno. Come vedremo, un atomo raggiunge il massimo della stabilità quando il numero di elettroni nel guscio di valenza è 8. Tale intuizione si deve a Lewis, che la formalizzò rappresentando i legami chimici in modo da eviH H N N denziarne la tendenza a raggiungere la configurazione elettronica stabile dei gas nobili. 944 kJ/mol

436 kJ/mol

↑ Figura 1

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 a quale stato energetico tendono gli aggregati chimici? 2 la formazione di un legame è un processo spontaneo? e la rottura del legame? motiva la risposta. 3 Osserva la Tabella 1: quale delle molecole è la più stabile? Perché?

105

2

I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto

I legami chimici che un atomo può formare dipendono dagli elettroni più esterni, cioè dai suoi elettroni di valenza. Un metodo molto utile per mettere in evidenza gli elettroni del livello più esterno di un atomo è quello che fa uso dei simboli di Lewis, dal nome del chimico Gilbert N. Lewis (1875-1946, Figura 2), che propose di rappresentare gli elettroni di valenza con altrettanti puntini disposti attorno al simbolo dell’atomo. Per scrivere la rappresentazione di Lewis di un atomo è necessario: 1. scrivere il simbolo dell’elemento; 2. disporre attorno al simbolo dei puntini in numero pari agli elettroni di valenza; 3. disporre i puntini (gli elettroni) a coppie quando l’atomo presenta più di 4 elettroni di valenza. un elettrone di valenza

un puntino elettrone

1s2 2s1

Li

configurazione elettronica

simbolo di Lewis

PROBLEMA SVOLTO

1 Scrivere il simbolo di Lewis di un elemento Scrivi le rappresentazioni di Lewis dei seguenti elementi: a. azoto; b. neon. RISOLVI

l’azoto è un elemento del gruppo Va (15); pertanto ha 5 elettroni di valenza, che dovranno essere rappresentati con altrettanti puntini. Il neon è un gas nobile, cioè un elemento del gruppo VIIIa (18), pertanto ha 8 elettroni di valenza (un ottetto).

Rappresenta a. Scrivi il simbolo dell’elemento: N Disponi attorno al simbolo i 5 puntini che rappresentano gli elettroni di valenza:

N come detto, l’azoto appartiene al quinto gruppo (Va) della tavola periodica, avrà quindi 5 elettroni nell’ultima orbita. b. Scrivi il simbolo dell’elemento: Ne Disponi attorno al simbolo gli 8 puntini che rappresentano gli elettroni di valenza:

Ne Il neon appartiene all’ottavo gruppo (VIIIa) della tavola periodica, avrà quindi 8 elettroni nell’ultima orbita.

FAI PRATICA

2 Scrivi i simboli di Lewis dei seguenti elementi: a. fosforo; b. cloro;

106

c. fluoro; d. ossigeno;

e. elio.

↑ Figura 2

5 I legamI chImIcI

Dallo studio della tavola periodica sappiamo che gli elementi appartenenti all’VIII gruppo, i gas nobili, sono particolarmente stabili, poiché tutti, tranne l’elio, hanno 8 elettroni nell’ultima orbita ns2 np6 (Figura 3), cioè hanno una configurazione elettronica esterna otteziale detta anche ottetto. Solo l’elio ha due elettroni e la sua è una configurazione a duetto (s2). Secondo Lewis tutti gli atomi tendono a raggiungere la configurazione elettronica stabile dei gas nobili. La regola dell’ottetto di Lewis infatti afferma che:

VIIIA

Struttura di Lewis

2

He 1s2

He

10

Ne 2s2 2p6

Ne

18

Ar 3s2 3p6

Ar

36

Kr 4s2 4p6

Kr

54

Xe 5s2 5p6

Xe

86

Rn 6s2 6p6

Rn

← Figura 3

quando un atomo possiede il livello elettronico esterno (cioè il guscio di valenza) completo, in genere costituito da otto elettroni, esso si trova in una condizione di particolare stabilità energetica e tende a non formare altri legami.

ENGLISH

regola dell’ottetto octet rule

In altre parole, un atomo forma un legame cedendo oppure acquistando o ancora condividendo degli elettroni in modo da raggiungere la configurazione esterna dell’ottetto completo. Prendiamo in considerazione il comportamento dell’idrogeno. Quando questo reagisce con altri atomi cerca di raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile a lui più vicino, l’elio. Allo stesso modo si comportano quasi tutti gli elementi della tavola periodica. La regola dell’ottetto è valida per quasi tutti gli elementi del blocco s e p, mentre non è rispettata dagli elementi di transizione dei blocchi d e f. L’argento, per esempio, perde l’elettrone esterno dell’orbitale 5s e forma ioni Ag+, con una configurazione elettronica esterna 4s2 4p6 4d10 che non corrisponde né a quella del kripto né a quella dello xeno. Tuttavia, la configurazione elettronica esterna con 18 elettroni, che riempiono gli orbitali del quarto livello, gode di una certa stabilità: gli ioni rame (Cu+, che perde l’elettrone del suo livello più esterno, il 4s, Figura 4), oro (Au+), cadmio (Cd2+) e mercurio (Hg2+) hanno una configurazione esterna di questo tipo. Come vedremo, per gli elementi del blocco s e p ci sono comunque delle eccezioni: alcuni elementi nella formazione dei composti non raggiungono l’ottetto (per esempio, berillio in BeH2 e boro in BH3); altri invece lo superano (PCl5 e SF6).

Energia

3d

PREPARATI ALLA VERIFICA

4s

4 enuncia la regola dell’ottetto.

3p

5 Quali elementi della tavola periodica rispettano la regola dell’ottetto?

3s 2p 2s 1s

← Figura 4

6 Quanti elettroni di valenza ha l’azoto? e l’ossigeno?

107

3

I legami chimici

Una prima classificazione Ora che abbiamo compreso che cosa porta un atomo a legarsi con un altro è lecito chiedersi che tipo di legami chimici gli atomi possono formare. È possibile fare una prima, non unica, classificazione: • legame intramolecolare o forte: è un legame fondamentale perché determina la formazione di un aggregato poliatomico e si origina dall’interazione tra gli elettroni di valenza di due o più atomi. Si chiama intramolecolare perché si realizza all’interno degli aggregati (Figura 5). I legami forti sono: il legame ionico, il legame covalente e il legame metallico; O H

H H2O

← Figura 5

• legame intermolecolare o debole: è un legame che si instaura tra molecole già formate, che esistono indipendentemente le une dalle altre. I legami deboli sono importanti perché determinano, per esempio, lo stato fisico delle sostanze e le loro proprietà fisiche. I principali legami deboli sono: il legame a idrogeno (Figura 6) il legame dipolo-dipolo, indotto e permanente. legame a idrogeno

← Figura 6 Sia i legami forti sia quelli deboli sono di natura elettrostatica, hanno cioè origine dall’interazione tra le cariche presenti negli atomi.

Prevedere il tipo di legame: l’elettronegatività e la natura dei legami Per capire quale legame intramolecolare forte si forma tra due atomi è possibile far riferimento a due parametri: • la posizione dei due elementi nella tavola periodica; • l’elettronegatività (E), che ricordiamo essere la capacità che ha un atomo di attrarre la coppia di elettroni messa in gioco nella formazione di un legame chimico. In particolare, calcolando la differenza di elettronegatività tra due atomi che interagiscono per combinarsi, possiamo ricavare la natura del legame. La formula che si deve applicare è la seguente: ∆E = |Eatomo 1 − Eatomo 2| dove: • ∆E = differenza di elettronegatività tra due atomi; • E = elettronegatività dell’atomo, che si ricava dalla tavola periodica; • | | = valore assoluto; indica che il risultato dell’operazione deve essere sempre positivo. I valori che si ottengono possono essere raggruppati in tre intervalli che permettono di individuare tre differenti situazioni: • ∆E = 0 il legame è covalente puro; • 0 < ∆E < 1,9 il legame è covalente polare; • ∆E > 1,9 il legame è ionico.

108

5 I legamI chImIcI

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare il ∆E Calcola il ∆E tra le seguenti coppie di atomi e ipotizza la natura del legame: a. NaCl b. H2 c. HCl d. H2O RISOLVI

Per prevedere la natura del legame che si realizza tra due atomi è necessario considerare la posizione dei due elementi nella tavola periodica e calcolare la differenza di elettronegatività.

Calcola a. Il sodio è un metallo e tende a cedere elettroni. Na (I gruppo): Esodio = 0,9 Il cloro è un non metallo e tende ad acquistare gli elettroni. cl (VII gruppo): Ecloro = 3,0 calcola la differenza di elettronegatività: ∆E = |0,9 − 3,0| = 2,1 Dato che ∆E > 1,9, tra il sodio e il cloro si forma un legame ionico. b. I due atomi appartengono allo stesso gruppo (I gruppo): Eidrogeno = 2,1 calcola la differenza di elettronegatività: ∆E = |2,1 − 2,1| = 0 Dato che ∆E = 0, il legame è covalente puro. c. Idrogeno (I gruppo): Eidrogeno = 2,1 cl (VII gruppo): Ecloro = 3,0 calcola la differenza di elettronegatività: ∆E = |2,1 − 3,0| = 0,9 Dato che 0 < ∆E < 1,9, il legame è covalente polare. d. Idrogeno (I gruppo): Eidrogeno = 2,1 Ossigeno (VI gruppo): Eossigeno = 3,5 calcola la differenza di elettronegatività: ∆E = |2,1 − 3,5| = 1,4 Dato che 0 < ∆E < 1,9, il legame è covalente polare. Fai attenzione!

• Il risultato non può mai essere negativo, perché il valore assoluto è una funzione matematica che associa al risultato il suo valore positivo. Per esempio, nel caso di hcl: ∆E = |2,1 − 3,0| = |−0,9| = 0,9

• In aggregati molecolari o ionici formati da più di due atomi, per esempio h2O, il ∆E

è sempre dato dalla differenza tra due valori di elettronegatività poiché il legame si forma sempre tra due atomi. Nel caso dell’acqua si hanno due legami: il primo tra l’ossigeno e uno dei due idrogeni; il secondo – analogo – tra l’ossigeno e il secondo idrogeno. Si calcola un solo valore di ∆E perché i due legami sono identici. Se ci fossero legami diversi, sarebbe necessario calcolare i ∆E di ogni coppia.

FAI PRATICA

4 Calcola la differenza di elettronegatività e ipotizza la natura dei legami nelle coppie dei seguenti composti: a. Cl2 b. HBr c. CO d. CO2 (nel caso di CO2 il legame si forma tra il carbonio e l’ossigeno. Non c’è legame tra ossigeno e ossigeno).

PREPARATI ALLA VERIFICA 7 che cosa significa legame intramolecolare? 8 Quali sono i legami forti? e quali quelli deboli? 9 In che modo il calcolo dell’elettronegatività permette di prevedere la natura di un legame?

109

4

Il legame ionico

Il legame ionico è un legame fondamentale, forte e intramolecolare. Si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9, cioè quando un atomo è molto più elettronegativo dell’altro. Nel legame ionico avviene un trasferimento di elettroni di valenza tra i due atomi: l’atomo meno elettronegativo cede uno o più elettroni a quello più elettronegativo. Osserviamo il seguente esempio: l’atomo A cede un elettrone e si trasforma in catione; l’atomo B accetta l’elettrone proveniente dall’atomo A e diventa un anione. A → A+ + 1e− B + 1e− → B− Il numero di elettroni ceduti è uguale a quello degli elettroni accettati. Il composto che si forma è elettricamente neutro.

ENGLISH

• legame ionico

Il legame ionico è dovuto alla forza elettrostatica che si genera tra gli ioni di carica opposta. Il composto che si forma è detto composto ionico. Quando c’è trasferimento di elettroni, gli elementi che prendono parte alla realizzazione del legame assumono la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Consideriamo la formazione del cloruro di potassio, KCl: • potassio e cloro si trovano rispettivamente nel I e VII gruppo; • la differenza di elettronegatività è ∆E = |0,8 − 3,0| = 2,2; dato che ∆E > 1,9, si forma un legame ionico; • EK < ECl; • la configurazione elettronica degli elementi è: K Cl K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 • le rappresentazioni dei due atomi sono K Cl atomo di potassio atomo di cloro raffigurate in Figura 7. Possiamo notare che il potassio nell’ultimo livello ha 1 elettrone, mentre il cloro 7 elettroni. A questo punto, per arrivare alla configurazione elettronica stabile dei rispettivi gas nobili (8 elettroni sull’ultima orbita): • il potassio può cedere 1 elettrone (il penultimo sottolivello ha 8 elettroni) oppure acquistarne 7; • il cloro può acquistare 1 elettrone oppure cederne 7. Tra le due opzioni è più conveniente che il potassio perda un elettrone e che il cloro ne acquisti uno. Perciò il potassio diventa un catione e il cloro un anione: K → K+ + 1e− Cl + 1e → Cl− Una rappresentazione dell’intero processo è quella data dalle formule di Lewis: K

Cl

K+ Cl

struttura (o formula) di Lewis

110

–

ionic bond

• composto ionico ionic compound

← Figura 7 PER CAPIRE

I metalli hanno bassa energia di ionizzazione, quindi perdono con facilità uno o più elettroni; i non metalli hanno alta affinità elettronica, quindi acquistano un elettrone con relativa facilità.

5 I legamI chImIcI

Fai attenzione! L’uso delle formule di Lewis velocizza molto la rappresentazione del processo di formazione di un legame ionico. Esse però hanno un limite: nei metalli non si vede il guscio interno, cioè il livello dove è completo l’ottetto elettronico. Osserviamo che il potassio, perdendo 1 elettrone, e il cloro, acquistando 1 elettrone, raggiungono la configurazione elettronica stabile dell’argo (Ar). Finora, nella nostra trattazione abbiamo considerato un composto ionico in cui gli ioni si combinano sempre in rapporto 1:1. Vediamo che cosa accade quando un atomo, per realizzare l’ottetto, deve perdere 2 elettroni di valenza formando uno ione A2+.

PROBLEMA SVOLTO

5 Prevedere la formula di un composto ionico Usa la teoria di Lewis per prevedere la formula del composto ionico che si forma tra magnesio e cloro. RISOLVI

Il magnesio è un elemento del gruppo IIa (2), pertanto ha 2 elettroni di valenza; il cloro, che appartiene al gruppo VIIa (17), ha 7 elettroni di valenza. Per raggiungere l’ottetto, il magnesio deve perdere 2 elettroni, mentre il cloro deve acquistare un solo elettrone. Quindi per ogni atomo di magnesio occorrono due atomi di cloro.

Rappresenta 1. Rappresenta i due elementi:

Mg

Cl

2. Per arrivare alla configurazione elettronica del gas nobile a lui più vicino (neon), mg deve cedere 2 elettroni. Per arrivare alla configurazione elettronica del gas nobile più vicino (argo), cl deve accettare 1 elettrone. Il magnesio si trasforma in catione, il cloro in anione:

Mg

Cl Cl

Mg2+

2 Cl

–

Il cloro ha necessità di 1 solo elettrone per raggiungere la stabilità chimica. Per tale ragione il magnesio cederà il suo secondo elettrone a un altro atomo di cloro. la formula finale sarà mgcl2.

FAI PRATICA

6 Rappresenta il processo che porta alla formazione del legame chimico tra i seguenti elementi: a. K e Cl b. Li e F Ipotizza inoltre le rispettive formule.

VIDEO TUTORIAL

Cl– (anione)

È importante ricordare che quando si forma un composto ionico, non si può parlare di molecole perché queste sono aggregati che non contengono ioni. Nella formazione del cloruro di sodio (NaCl, il sale da cucina) allo stato solido, ogni ione risente dell’attrazione degli altri ioni che lo circondano. Questi si aggregano formando dei solidi cristallini, detti solidi ionici (Figura 8), nei quali gli ioni positivi sono circondati da ioni negativi e viceversa.

Na+ (catione)

↑ Figura 8

111

Un composto ionico è formato da più ioni ed è elettricamente neutro e generalmente cristallino. L’unità base dei composti ionici è detta unità formula: essa corrisponde al più piccolo insieme, complessivamente neutro, di ioni presente in un composto. L’unità formula del cloruro di sodio è NaCl, dove il rapporto minimo tra gli elementi per garantire la neutralità è 1:1; quella del cloruro di magnesio è MgCl2, dove il rapporto tra i due ioni è 1:2.

IN DIGITALE

In più La valenza ionica

Perché si formano i cristalli Abbiamo visto che un aggregato poliatomico si può formare solo a condizione che l’energia del composto finale sia minore del valore energetico di ciascun atomo isolato. Prendiamo in considerazione il cloruro di sodio (NaCl) e analizziamo i contributi energetici che portano alla formazione dell’aggregato cristallino finale. Proviamo a semplificare il processo nel modo seguente: 1. L’atomo di sodio cede 1 elettrone e si trasforma in catione: Na (g) → Na+ + 1e−

Ei = 496 kJ/mol

Per strappare un elettrone dobbiamo fornire una quantità di energia pari all’energia di ionizzazione Ei. Dato che forniamo energia, questa ha segno positivo. 2. L’atomo di cloro accetta 1 elettrone e si trasforma in anione: Cl (g) + 1e− → Cl−

Eae = −349 kJ/mol

Accettando un elettrone, il cloro libera una quantità di energia pari all’affinità elettronica Eae. Dato che si libera dell’energia, questa ha segno negativo. 3. L’energia complessiva è data dalla somma dei due contributi: Etotale = Ei + Eae = 496 kJ/mol − 349 kJ/mol = 147 kJ/mol Quando si considera solo la coppia sodio e cloro nella formazione del cloruro di sodio (Na+Cl−), l’energia finale aumenta e non diminuisce: se il processo terminasse con la formazione di un’unica unità formula, si giungerebbe alla formazione di un aggregato meno stabile rispetto ai singoli atomi. Ma spontaneamente il processo prosegue. 4. Gli ioni di carica opposta tendono ad avvicinarsi fino a raggiungere una distanza d’equilibrio, che corrisponde alla formazione di un reticolo ordinato nelle tre dimensioni dello spazio, formato da ioni positivi e negativi, detto reticolo cristallino. Questo processo di avvicinamento sviluppa energia, chiamata energia reticolare Er. Sperimentalmente per il cloruro di sodio questa energia è pari a: Er = −787 kJ/mol 5. Il bilancio energetico complessivo è quindi: Etotale = Ei + Eae + Er = 496 kJ/mol − 349 kJ/mol − 787 kJ/mol = = −640 kJ/mol Il valore negativo significa che è stata liberata dell’energia: l’aggregato che si è formato (Figura 9) è più stabile rispetto agli atomi separati!

Figura 9 →

112

ENGLISH

reticolo cristallino crystal lattice

5 I legamI chImIcI

L’energia reticolare e la costante di Madelung Da un punto di vista qualitativo, si è studiato che un aggregato poliatomico si può formare solo a condizione che l’energia del composto finale sia minore del valore energetico di ciascun atomo isolato. L’energia liberata nella formazione di un reticolo cristallino è chiamata energia di reticolo (o energia reticolare). L’energia di reticolo di un solido ionico è una misura della forza dei legami che formano un composto costituito da legami ionici. Per determinare l’energia reticolare di un cristallo è necessario prendere in considerazione le interazioni elettrostatiche fra gli ioni che costituiscono la cella elementare (Figura 10a), la cui ripetizione nelle tre dimensioni dello spazio genera il reticolo cristallino. Per cercare di dare un contributo quantitativo, e non solo qualitativo, è necessario far riferimento all’espressione che definisce l’energia potenziale elettrostatica (o di Coulomb) di una particella di carica q1 collocata a una distanza r0 da una seconda particella di carica q2: q1 · q2 E = _____ r0 Prendiamo in considerazione il cloruro di sodio (NaCl) e analizziamo i contributi energetici che portano alla formazione dell’aggregato cristallino finale. Il cloruro di sodio è un solido ionico (Figura 10a). La forma del cristallo (nella foto) rispecchia la struttura ordinata degli ioni, che formano un esteso reticolo cristallino tridimensionale. Gli ioni Cl− sono disposti in una cella cubica a facce centrate mentre gli ioni sodio stanno negli interstizi lasciati liberi dai grandi ioni cloruro (Figura 10b);

ione sodio (Na+)

b2

ione cloruro (Cl−)

b2

a b2

a a b1

*

b1 a

a

b2

a unità formula, NaCl

a

b2 b2

b

← Figura 10

Riferendoci alla Figura 10b, proviamo a identificare i contributi in gioco: • termini di attrazione coulombiana: lo ione Na+ (al centro della cella, quello contrassegnato con l’asterisco) è circondato da sei ioni Cl− (in verde nella figura, indicati con la lettera a), che sono collocati alla distanza r dal catione (distanza che coincide con la somma dei raggi ionici). Gli ioni sono di carica opposta e si attraggono; • termini di repulsione coulombiana: lo ione Na+ è circondato da 12 ioni Na+ (rappresentati solo in parte nella figura e indicati con b1). Gli ioni hanno la stessa carica e si respingono.

113

Per semplificare le complesse interazioni, trascureremo quelle tra lo ione di riferimento e le altre cariche, positive e negative, poste a distanze maggiori (per esempio quelle degli ioni posti al limite della cella, indicati con b2). Considerando tutti i contributi, si arriva a identificare l’espressione che determina l’energia di Madelung, che rappresenta il termine preponderante dell’energia reticolare:

Energia di Madelung

q1 ∙ q2 z1 · z2 · e 2 EM = −α · _______ = −α · __________ r0 r0 dove: • EM è l’energia di Madelung; • α è la costante di Madelung, il cui valore dipende dalla struttura del cristallo; • e è la carica elementare; • r0 è la distanza minima tra gli ioni; • z1 e z2 sono le cariche (in valore assoluto) degli ioni costituenti il reticolo. Come si può notare, arrivare a definire l’energia che entra in gioco nella formazione di strutture cristalline non è sempre facile. È possibile, però, fare una generica affermazione: l’energia di Madelung (EM) è fortemente negativa (struttura molto stabile) quando gli ioni hanno una carica elevata (alti valori di z) e quando la distanza tra le cariche è piccola. Per avere un’idea dell’intensità di legame tra composti ionici, mettiamo a confronto il cloruro di sodio (NaCl) con il cloruro di potassio (KCl) e valutiamo il rapporto tra l’energia di Madelung nelle due strutture cristalline: z1 · z2 · e 2 −α _______ rNaCl EM (NaCl) _________ _ = EM(KCl) z_______ · z · e2 −α 3 4 rKCl dove: z1 = zNa z2 = zCl z3 = zK z4 = zCl Tutti i termini si semplificano (comprese le due costanti di Madelung che sono uguali per i due cristalli) tranne la distanza minima tra gli ioni, che ovviamente è diversa, poiché:

• • • •

+

−

+

−

10 In quali condizioni si ha un legame ionico?

rNaCl < rKCl Pertanto la relazione si riduce a: r EM (NaCl) ___ _ = KCl EM(KCl) rNaCl

cioè

EM (NaCl) · rNaCl < EM(KCl) · rKCl

Questa semplificazione ci fa capire che l’energia del composto ionico è minore nelle strutture in cui gli ioni sono più vicini, e che tali strutture sono più stabili. L’interazione tra Mg2+ e O2− nell’ossido di magnesio (MgO) è molto alta perché gli ioni hanno un’elevata carica e presentano un piccolo raggio. Per questo l’ossido di magnesio è un materiale refrattario, molto stabile e in grado di sopportare temperature molto elevate.

114

PREPARATI ALLA VERIFICA

11 Quali sono le specie coinvolte in un legame ionico? 12 come si chiama l’unità base dei composti ionici? 13 Perché si forma un cristallo ionico? 14 che cos’è l’energia di reticolo? e da che cosa dipende?

5 I legamI chImIcI

5

Il legame covalente

Il legame covalente è un legame fondamentale, forte e intramolecolare. Si instaura quando la differenza di elettronegatività è minore di 1,9. Consideriamo due coppie di atomi uguali: H H e Cl Cl. Quando un atomo d’idrogeno si lega a un secondo atomo d’idrogeno o quando un atomo di cloro si lega a un altro atomo di cloro, il meccanismo del trasferimento di elettroni non è più valido poiché non c’è un atomo che spontaneamente cede un elettrone a un secondo atomo. Questo comportamento si verifica anche nelle molecole formate da elementi diversi: l’acqua (H2O), il diossido di carbonio (CO2), il metano (CH4) e tutti i composti per i quali la differenza di elettronegatività è inferiore a 1,9 sono caratterizzati da legami covalenti. Il legame covalente si instaura quando due atomi condividono una coppia di elettroni per formare un aggregato chiamato molecola.

ENGLISH

legame covalente covalent bond

Nel legame covalente i due elettroni condivisi appartengono contemporaneamente all’uno e all’altro atomo ed entrambi aiutano a completare la configurazione elettronica di ciascuno dei due per raggiungere una condizione di massima stabilità, cioè l’ottetto elettronico. Il legame covalente può assumere due forme: covalente puro, o omopolare, e covalente polare, o eteropolare.

Il legame covalente puro o omopolare Il fluoro (F2), il cloro (Cl2), l’idrogeno (H2), l’ossigeno (O2), l’azoto (N2) formano legami covalenti puri perché sono molecole caratterizzate da atomi uguali, cioè sono aggregati formati da elementi con le stesse caratteristiche energetiche e la stessa elettronegatività. Nel legame omopolare la coppia di elettroni è condivisa in egual misura dai due elementi.

ENGLISH

legame covalente puro pure (nonpolar) covalent bond

Consideriamo la formazione della molecola d’idrogeno H2:

• i due atomi si trovano nel I gruppo; • la differenza di elettronegatività è ∆E = |2,1 − 2,1| = 0 perciò il legame è covalente puro;

• l’energia di ionizzazione è la stessa perciò i due atomi non possono trasferire elettroni;

• la rappresentazione delle strutture è: • la configurazione elettronica degli elementi è H (Z = 1): 1s1. L’idrogeno nell’ultimo livello ha 1 elettrone. Per arrivare alla configurazione elettronica stabile dell’elio (2 elettroni), i due atomi devono condividere i due elettroni. La rappresentazione del processo di condivisione degli elettroni, cioè della formazione del legame covalente, attraverso le formule di Lewis è: coppia di legame

H elettrone di valenza

H

H H o H H legame

struttura (o formula) di Lewis

115

I due elettroni condivisi dagli atomi di idrogeno formano una coppia di elettroni di legame; per questo sono anche rappresentati con un trattino. Nella molecola, ognuno dei due elettroni di legame è attratto da entrambi i nuclei e contribuisce così a tenere uniti i due atomi. Entrambi gli atomi raggiungono la configurazione stabile dell’atomo di elio, con un duetto di elettroni nel primo livello di energia. elettrone di legame

duetto duetto

H H nucleo

elettroni di legame

H2

In generale, la formazione di un legame chimico dà luogo a un sistema più stabile (cioè caratterizzato da minore energia) rispetto a quello in cui i due atomi sono isolati. Consideriamo l’andamento dell’energia potenziale del sistema costituito dagli elettroni e dai nuclei di due atomi di idrogeno che si avvicinano progressivamente. Tale andamento è rappresentato nel diagramma dell’energia in Figura 11. Quando i due atomi, avvicinandosi, raggiungono una certa distanza, le nuvole elettroniche (orbitali 1s) cominciano a sovrapporsi e ciascun elettrone inizia a risentire dell’attrazione dell’altro nucleo e della repulsione da parte dell’altro elettrone. Alla distanza r0 l’energia del sistema raggiunge il suo valore minimo e la molecola H2 che si forma è più stabile degli atomi isolati. A distanze minori di r0 la repulsione tra i due nuclei diventa preponderante e l’energia del sistema aumenta rapidamente. I due elettroni che tengono uniti gli atomi nella molecola H2 sono condivisi in uguale misura da parte dei due nuclei e la densità elettronica è distribuita in modo simmetrico nello spazio tra i due nuclei di idrogeno (Figura 12). La distanza r0, alla quale il sistema è più stabile, è la distanza di legame della molecola H2: solitamente è espressa in picometri (o in ångström), unità di misura che corrisponde a 10−12 m (1 pm = 10−12 = 0,01 Å). L’energia di legame, cioè l’energia che si libera quando si forma il legame tra due atomi di idrogeno (o che occorre fornire per dissociare la molecola) è quindi −436 kJ/mol.

← Figura 11

Energia

attrazione > repulsione

Distanza H

H

0 r0

energia di legame

+

+

H (g)

H (g)

+

+

H2 (g)

↑ Figura 12

116

5 I legamI chImIcI

Nella molecola di idrogeno (H2), in cui i due atomi mettono in comune una sola coppia di elettroni, si ha un legame semplice. Secondo la teoria di Lewis, però, due atomi possono condividere anche 2 o 3 coppie di elettroni. A questo proposito vediamo che tipo di legame covalente forma l’ossigeno, usando la teoria di Lewis. L’ossigeno appartiene al VI gruppo, perciò ha 6 elettroni di valenza. Per arrivare alla configurazione elettronica del gas nobile a lui più vicino (neon), deve accettare, ricevere o condividere 2 elettroni. Osserviamo la rappresentazione di Lewis per i due atomi di ossigeno: O

O

I due atomi hanno la stessa elettronegatività, quindi per raggiungere la stabilità chimica devono condividere gli elettroni mancanti (Figura 13). Per raggiungere l’ottetto ciascuno dei due atomi ha bisogno di 2 elettroni: se contiamo gli elettroni attorno a ciascun atomo, osserviamo che l’ossigeno a sinistra e quello a destra hanno entrambi 8 elettroni. In questa configurazione le coppie di elettroni condivisi sono due, perciò l’ossigeno nella molecola biatomica forma un legame doppio. O

O

O O

O O

o

formula di Lewis 34

O

2 1

O

57

O 68 O

ottetto ottetto

← Figura 13

Nella molecola di azoto i due atomi condividono tre coppie di elettroni per raggiungere l’ottetto, perciò nella molecola N2 i due atomi di azoto formano un legame triplo: N

N

N N

o

N N

ENGLISH

Si parla di legame semplice, doppio o triplo se, tra due atomi, si forma un solo legame covalente oppure due o tre.

• legame semplice single bond • legame doppio double bond • legame triplo triple bond

Come possiamo vedere dai valori riportati in Tabella 2, in generale, i legami multipli, cioè quelli doppi e tripli, sono più corti e più forti dei legami semplici. Legame

Energia di legame media (kJ/mol)

Lunghezza di legame (pm)

c c

348

154

c c

614

134

c c

839

121

N N

163

146

N N

418

122

N N

941

110

O O

145

148

O O

498

121

← Tabella 2 energie e lunghezze di legame.

117

Il legame covalente polare L’acqua, l’anidride carbonica e molte altre molecole formano legami covalenti polari perché sono aggregati caratterizzati da atomi non uguali, che hanno valori di elettronegatività simili (0 < ∆E < 1,9). Nel legame covalente polare la coppia di elettroni non è condivisa in egual misura dai due elementi: la coppia predilige l’atomo più elettronegativo. Consideriamo la formazione della molecola del cloruro d’idrogeno gassoso HCl:

• l’idrogeno appartiene al I gruppo e il cloro al VII gruppo; • EH = 2,1; ECl = 3,0; ∆E = |2,1 − 3,0| = 0,9 il legame è covalente polare poiché 0 < ∆E < 1,9; • EH < ECl • la configurazione elettronica degli elementi è: H (Z = 1): 1s1 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 • le rappresentazioni dei due atomi sono:

H

Cl

H idrogeno

Cl atomo di cloro

L’idrogeno nell’ultimo livello ha 1 elettrone, il cloro 7. Per arrivare alla configurazione elettronica stabile dei rispettivi gas nobili, data la debole differenza di elettronegatività, i due elementi possono condividere 1 elettrone: in questo modo il primo raggiunge la configurazione dell’elio, il secondo dell’argo. La rappresentazione del processo attraverso le formule di Lewis è: H

Cl

H Cl

In questo specifico caso, la coppia di elettroni di legame tende a stare soprattutto sull’atomo di cloro, il più elettronegativo. Il legame covalente polare ha quindi un comportamento intermedio tra lo ionico e il covalente puro: è come se l’idrogeno cedesse il proprio elettrone trasformandosi in H+ e il cloro accettasse l’elettrone trasformandosi in Cl−. Tuttavia nessuno dei due ha però la forza di cedere e acquistare definitivamente la carica negativa. Questo trasferimento parziale di elettroni si esprime con la lettera greca delta (δ). Per cui, nel cloruro d’idrogeno avremo: parziale carica positiva (δ+)

parziale carica negativa (δ–) Cl–

H

La formazione di una parziale carica positiva e negativa determina la presenza di un dipolo di legame, che si indica con una freccia orientata dal polo positivo (+) al polo negativo della molecola: δ+ δ–

H Cl

118

o

H Cl

ENGLISH

legame covalente polare covalent polar bond

5 I legamI chImIcI

La polarità di un legame covalente dipende dalla differenza di elettronegatività (∆E) tra i due atomi. La Figura 14 è riferita al cloro e ad alcuni suoi composti e riassume ciò che abbiamo visto finora sui legami chimici: perfetta condivisione degli elettroni di legame

δ+

δ–

trasferimento di elettroni Cl–

H Cl

Na+

legame covalente puro

legame covalente polare

legame ionico

∆E = 0

∆E = | 2,1 – 3,0 | = 0,9

∆E = | 0,9 – 3,0 | = 2,1

Cl Cl

← Figura 14

PROBLEMA SVOLTO

7 Classificare i legami Usa le formule di Lewis per rappresentare il legame che si forma tra idrogeno e ossigeno nella molecola d’acqua. Di quale tipo di legame si tratta? RISOLVI

l’ossigeno è un elemento del gruppo VIa (16), pertanto ha 6 elettroni di valenza (configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p4) e ha elettronegatività 3,5. l’idrogeno appartiene al gruppo Ia (1); ha un solo elettrone, che occupa l’orbitale 1s e ha elettronegatività 2,1. la differenza di elettronegatività è: ∆E = ∣2,1 − 3,5∣ = 1,4 Pertanto, il legame O h è di tipo covalente polare. Fai attenzione! la differenza di elettronegatività è riferita a due atomi (in questo caso O e h).

Rappresenta l’ossigeno ha bisogno di 2 elettroni per raggiungere l’ottetto, perciò occorrono due atomi di idrogeno; la molecola d’acqua ha formula (di lewis):

H

O

H

H O H

In realtà, la molecola d’acqua non è lineare; gli atomi non sono allineati, ma formano una struttura “piegata”. Per questo la formula di struttura è anche scritta nella forma:

O H

H

la molecola d’acqua si comporta pertanto come un dipolo, con una estremità positiva (atomi h) e una estremità negativa (atomo O).

FAI PRATICA

8 Rappresenta il processo che porta alla formazione del legame chimico tra i seguenti elementi: a. idrogeno e fluoro; b. idrogeno e azoto; c. idrogeno e carbonio. Ipotizza inoltre la polarità di ciascun legame, indicando quali sono le parziali cariche positive e negative.

VIDEO TUTORIAL

119

Un caso particolare di legame covalente: il legame dativo Il legame covalente dativo è molto simile al covalente con la differenza che la coppia di elettroni di legame è messa in condivisione da un solo atomo, detto donatore, mentre l’altro è chiamato accettore. Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni condivisa è fornita da uno solo dei due atomi che partecipano alla formazione del legame. Proviamo a considerare la molecola del trifluoruro di boro BF3. Servendoci sempre delle formule di Lewis, possiamo arrivare alla rappresentazione della molecola: F B F

F

Analizzando la formula è possibile osservare che: • i tre atomi di fluoro hanno completato l’ottetto e sono stabili; • l’atomo centrale di boro è invece circondato solo da 6 elettroni (ogni legame è formato da 2 elettroni). Siccome l’atomo di boro, come gli altri, tende a raggiungere la configurazione elettronica stabile (otteziale), il fluoruro di boro è potenzialmente capace di legarsi a un atomo, uno ione o a una molecola che disponga di una coppia di elettroni di valenza libera da poter condividere. Per esempio, consideriamo la molecola dell’ammoniaca; la sua rappresentazione con le formule di Lewis è la seguente: H H N H

Nell’ammoniaca, gli atomi d’idrogeno e quello d’azoto hanno raggiunto la stabilità poiché i primi hanno la configurazione dell’elio mentre il secondo quella del neon. L’azoto ha però una coppia solitaria che non partecipa alla formazione di alcun legame: la coppia di elettroni libera è detta paio (o doppietto) solitario. La molecola d’ammoniaca potrebbe quindi rendere disponibile questi elettroni e reagire con la molecola di trifluoruro di boro per formare un composto nato dall’unione di queste due strutture: legame dativo

H N H

H

F

H

H N

B F

F

H

F B F F

L’ammoniaca e il trifluoruro di boro formano un legame dativo tra l’atomo di azoto (donatore) e quello di boro (accettore). Così facendo anche quest’ultimo raggiunge la stabilità chimica, cioè l’ottetto elettronico. Il legame dativo è rappresentato con una freccia che parte dal donatore e arriva all’accettore. In realtà, questa rappresentazione è solo formale: il legame dativo non presenta alcuna differenza rispetto a quello covalente vero e proprio.

120

ENGLISH

paio (o doppietto) solitario lone pair

5 I legamI chImIcI

PROBLEMA SVOLTO

9 Rappresentare la formazione del legame dativo Scrivi la rappresentazione dello ione ammonio (NH4+) a partire dall’ammoniaca (NH3) e dal catione (H+) e individua la coppia accettore-donatore.

Rappresenta 1. Rappresenta l’ammoniaca e lo ione h+:

H H+

H N H

2. Individua il donatore e l’accettore: l’azoto ha una coppia libera (donatore), lo ione idrogeno no (accettore). Rappresenta l’aggregato donatore-accettore: legame dativo

H

H H+

H N

H

N

H

H

H

Il legame dativo parte dall’azoto e arriva allo ione idrogeno. la formazione dell’aggregato garantisce la stabilità a ciascun atomo.

FAI PRATICA

10 Rappresenta lo ione idronio (H3O+) a partire dalla molecola d’acqua (H2O) e dal catione (H+) e individua la coppia accettore-donatore.

Lo ione ammonio (NH4+) dell’esempio non è neutro, ma ha una carica positiva. Questa struttura è chiamata ione complesso. Gli ioni complessi sono piuttosto diffusi e spesso sono formati da un metallo (accettore) e dall’acqua (donatore): Al(H 2O) 3+ 6 , 2+ Cu(H 2O) 6 .

Rappresentare le molecole poliatomiche con le formule di Lewis Per rappresentare le formule di Lewis degli aggregati poliatomici possiamo seguire questa procedura. 1. Identificare l’atomo centrale. Nei composti l’atomo centrale è solitamente quello a minor elettronegatività, escludendo l’idrogeno, ed è spesso scritto al centro nella formula della molecola: H2SO4 (S); HNO3 (N); HClO3 (Cl). L’atomo centrale deve sempre raggiungere l’ottetto elettronico. Nel caso del diossido di carbonio CO2, il carbonio è l’atomo meno elettronegativo, scriviamo pertanto: O

c

O

2. Calcolare il numero totale degli elettroni di valenza (e.v.) per ogni atomo e sommarli; nel caso di uno ione, occorre aggiungere (o sottrarre) la carica dello ione. Dividendo questo numero per 2, si ottiene il numero totale delle coppie di elettroni di valenza (c.v.). e.v. c.v. = _____ 2 Nel caso di CO2: e.v.C → 4

e.v.O → 6

e.v.totali = 4 + 2 · 6 = 16

16 c.v. = ____ = 8 2

121

3. Scrivere i simboli degli elementi in ordine, quindi collocare una coppia di legame tra ciascuna coppia di atomi. Questi ultimi sono legati all’atomo centrale con una coppia di elettroni di valenza. O

C

O

O C O

4. Completare l’ottetto di ciascun atomo collocando tutte le coppie di elettroni ancora disponibili e, se necessario, formare eventuali legami multipli (doppi o tripli). O

C O

O C O

il carbonio non ha raggiunto l’ottetto

i 3 atomi hanno raggiunto l’ottetto

PROBLEMA SVOLTO

11 Rappresentare la formula di Lewis di alcune molecole poliatomiche Scrivi la formula di Lewis dei seguenti composti: a. H3PO3 b. CH3COOH

Rappresenta a. 1. Riconosci l’atomo centrale: P 2. Individua gli elettroni di valenza e calcola il numero di coppie di legame: h → 1 e.v. P → 5 e.v. O → 6 e.v.

3h → 3 e.v. 1P → 5 e.v. 3O → 18 e.v.

l’acido acetico conferisce all’aceto il suo tipico aroma

In totale ci sono 26 e.v. calcola il numero di coppie di legame: (e.v.) totale = 13 c.v. = ________ 2

atomo centrale

3. Scrivi gli elementi in ordine e sistema gli elettroni di legame. In questa fase sono collocate le coppie di elettroni tra gli atomi per formare i legami covalenti: in totale abbiamo 13 coppie, di cui 6 formano i legami tra gli atomi.

H

O

P

O

H

H

O

P

O

O

H

H

O

H

4. Delle 13 coppie ne rimangono 7 per completare l’ottetto di ciascun elemento. gli elettroni di valenza sono distribuiti su ciascun atomo: 1 e.v. per l’idrogeno (I gruppo); 6 e.v. per l’ossigeno (VI gruppo); 5 e.v. per il fosforo (V gruppo). così facendo ogni atomo raggiunge l’ottetto

H

O

P

O

c.v. ___ 2

calcola coppia di legame

ordina elettroni di legame attorno agli atomi

H

O H b. ch3cOOh l’acido acetico (ch3cOOh) è una struttura leggermente più complessa poiché presenta due centri: gli atomi di carbonio. È possibile dividere la molecola in due parti, il gruppo −CH3 e quello −COOH.

122

individua elettroni di valenza

inserisci coppie di legame per formare legami covalenti

inserisci coppie rimanenti su ciascun atomo per raggiungere l’ottetto

5 I legamI chImIcI

1. Riconosci gli atomi centrali: c 2. Individua gli elettroni di valenza e calcola il numero di coppie di legame: h → 1 e.v. c → 4 e.v. O → 6 e.v.

4h → 4 e.v. 2c → 8 e.v. 2O → 12 e.v.

In totale ci sono 24 e.v. Il numero di coppie di legame è: (e.v.) totale c.v. = ________ = 12 2

3. Scrivi gli elementi in ordine e sistema gli elettroni di legame. colloca le coppie di elettroni tra gli atomi per formare i legami covalenti. In totale hai 12 coppie, 7 formano i legami tra gli atomi e 5 rimangono libere per completare l’ottetto. Fai attenzione! Se si contano gli elettroni di valenza di ciascun atomo, due elementi non raggiungono la stabilità: il carbonio e l’ossigeno del gruppo –cOOh. Per raggiungere la configurazione otteziale è necessario formare un doppio legame carbonio-ossigeno:

H

H

H

O

C

C

O

H H

H

H

O

C

C

O

H

FAI PRATICA

12 Scrivi la formula di Lewis dell’idrazina: H2NNH2.

VIDEO TUTORIAL

Eccezioni alla regola dell’ottetto La regola dell’ottetto ci permette di ricavare le formule di struttura per la maggior parte delle molecole e degli ioni poliatomici. Ci sono però delle eccezioni: • molecole con l’ottetto incompleto, come il diidruro di berillio (BeH2), in cui il berillio è circondato solo da 4 elettroni. H Be H

• molecole che superano l’ottetto, come il pentacloruro di fosforo (V) (PCl5), in cui il fosforo è circondato da 10 elettroni. Cl Cl

Cl

P Cl

Cl

• molecole con elettroni spaiati, come il monossido di azoto (NO), in cui l’azoto è circondato da un numero dispari di elettroni. N O

In particolare, solo gli elementi dal terzo periodo in poi possono “espandere” l’ottetto a 10 o 12 (e in alcuni casi a 14) elettroni, perché hanno disponibili orbitali d vuoti, di energia non troppo elevata, in cui possono sistemare degli elettroni “extra”.

La risonanza e le cariche formali La teoria di Lewis permette di interpretare e rappresentare i legami chimici all’interno di una struttura molecolare. Attraverso questa teoria non è però possibile: • assegnare la forma delle molecole; • giustificare le lunghezze dei legami di alcune molecole e di alcuni ioni poliatomici.

123

Il diossido di zolfo, SO2 La struttura che si ottiene applicando la rappresentazione di Lewis è: O SO

O S

O

Dalla rappresentazione è possibile notare che un ossigeno presenta un doppio legame O S, mentre l’altro ha un solo legame semplice O S. In genere il doppio legame è più corto rispetto al semplice. Misure sperimentali effettuate sull’SO2 indicano però che i due legami sono identici e che tale distanza è intermedia tra la lunghezza del legame semplice e quella del legame doppio. Per risolvere questa incongruenza, si ricorre al concetto di risonanza. Si ha risonanza quando più formule, dette formule limite, partecipano a definire la vera struttura di una molecola. La molecola di diossido di zolfo è descritta da due strutture, che si differenziano soltanto per la posizione del doppio legame: O S

O⇄O

S O

La molecola reale è un ibrido ed è chiamata ibrido di risonanza: i tre doppietti elettronici di legame non sono confinati, ma equamente distribuiti intorno agli atomi di ossigeno, cioè sono delocalizzati. La distribuzione elettronica deve essere la stessa tra l’atomo di zolfo e i due ossigeni. La particolare freccia (due versi) segnala la singolare natura della molecola, la cui struttura è definita dalle due formule.

Il benzene, C6H6 Le forme limite più importanti del benzene sono quelle di Kekulé: H H

H

C6 C

H

C 1

2

5

3 4

C

C C

H

H

H ⇄

H

H

C6 C

C 1

2

5

3 4

C

C C

H

H

H

Le due strutture differiscono soltanto per la posizione dei tre doppi legami all’interno dell’anello esagonale. Nella prima (sinistra), i doppi legami si trovano tra gli atomi di carbonio 2-3, 4-5, 6-1; nella seconda (destra), i doppi legami si trovano tra gli atomi 1-2, 3-4, 5-6. Nelle molecole non esiste un vero e proprio doppio legame. Le lunghezze sperimentali dei legami C C sono identiche e intermedie tra la distanza di un legame semplice e quella di un legame doppio. Gli elettroni dei doppi legami non sono confinati tra due atomi di carbonio adiacenti, ma sono condivisi dai sei atomi di carbonio dell’anello. L’ibrido di risonanza del benzene è spesso rappresentato con forme limite ancora più semplici: lo scheletro è un esagono, i cui vertici sono occupati da atomi di carbonio.

⇄

Nella forma esagonale a destra, il cerchio evidenzia la condivisione degli elettroni dei doppi legami tra tutti gli atomi di carbonio.

124

PREPARATI ALLA VERIFICA 15 In quali condizioni si forma un legame covalente? 16 Descrivi il legame covalente omopolare. 17 Descrivi il legame covalente polare. 18 Descrivi il legame dativo. 19 Quando una molecola presenta il fenomeno della risonanza?

5 I legamI chImIcI

6

Il legame metallico

La maggior parte degli elementi della tavola periodica sono metalli; molti hanno uno, due o tre elettroni di valenza, che sono debolmente trattenuti e possono essere allontanati con facilità poiché gli elementi hanno una bassa energia di ionizzazione. Per spiegare le proprietà che caratterizzano i metalli si usa comunemente il modello cosiddetto del “mare di elettroni” in cui le particelle sono libere di muoversi all’interno di una struttura ordinata costituita da cationi: • i cationi formano un reticolo tridimensionale; • gli elettroni di valenza sono delocalizzati, cioè non appartengono a uno specifico atomo o coppia di atomi, ma a tutto il reticolo (Figura 15). e

e

e

e

e

e

elettrone di valenza delocalizzato

e

e e e

catione del metallo e

e

e

e

e e

← Figura 15

Questo modello è in accordo, per esempio, con il fatto che i metalli sono buoni conduttori della corrente elettrica; infatti, gli elettroni delocalizzati possono muoversi liberamente sotto l’azione di un campo elettrico. Inoltre spiega anche le altre proprietà dei metalli come la malleabilità, la duttilità, la lucentezza (Figura 16).

← Figura 16 ENGLISH

Questi elettroni, condivisi da tutti gli atomi, costituiscono una specie di “collante” che tiene insieme gli ioni positivi del metallo e dà luogo così al legame metallico. Il legame metallico si forma per attrazione elettrostatica tra i cationi del metallo e gli elettroni delocalizzati, totalmente liberi di muoversi.

legame metallico metallic bond

PREPARATI ALLA VERIFICA 20 Spiega in che modo gli atomi di sodio sono tenuti insieme in un campione solido del metallo.

125

7

La geometria molecolare

Nel 1940 Sidgwick e Powell misero a punto una teoria che permetteva di prevedere la disposizione geometrica delle molecole con più di due atomi, conoscendone solo la configurazione di Lewis. Tale teoria è chiamata VSEPR: l’acronimo sta per Valence-Shell Electron-Pair Repulsion, cioè teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza. Secondo questa teoria la forma delle molecole dipende esclusivamente dall’azione repulsiva degli elettroni che circondano l’atomo principale. Nel modello di molecola proposto dalla teoria VSEPR, tutti i doppietti elettronici, siano essi condivisi o no, sono disposti sulla superficie di una immaginaria sfera e, essendo tutti negativi, si respingono a vicenda, collocandosi il più lontano possibile gli uni dagli altri, in modo da rendere minima la reciproca repulsione. Quindi, al fine di prevedere la forma della molecola, non si deve tenere conto solo del numero di atomi legati all’elemento centrale, ma anche dei doppietti elettronici liberi (lone pair) che lo circondano. I princìpi fondamentali della teoria VSEPR si possono riassumere nei seguenti punti: • le coppie elettroniche che determinano la geometria di una molecola sono sia quelle che formano i legami con l’atomo centrale sia quelle libere, purché appartenenti all’ultimo livello energetico; • i doppi e i tripli legami si considerano come un legame semplice. I legami multipli hanno un’unica direzione, analoga a quella di un legame semplice; • le coppie non condivise esercitano una forza repulsiva superiore ai doppietti di legame e influenzano maggiormente la distanza tra gli atomi; in particolare esse incidono in modo significativo sull’angolo di legame; • la repulsione tra cariche negative decresce secondo l’ordine:

ENGLISH

teoria VSEPR VSEPR theory

lone pair-lone pair > lone pair-elettroni legame > elettroni legame-elettroni legame Per procedere alla rappresentazione geometrica di una molecola, è necessario riconoscere in essa i seguenti elementi: • X, l’atomo centrale; • Y, gli atomi legati a quello centrale; • E, le coppie di elettroni di valenza libere. Possiamo classificare le molecole in base alla loro geometria facendo una prima distinzione tra molecole prive di coppie elettroniche libere e molecole con coppie elettroniche libere.

Molecole prive di coppie elettroniche libere Queste molecole sono caratterizzate dall’avere tutti gli elettroni di legame dell’atomo centrale impiegati nella formazione di legami covalenti. Molecole lineari: XY2 La molecola del diossido di carbonio CO2 è del tipo XY2: l’atomo di carbonio è in posizione centrale, mentre gli atomi di ossigeno sono laterali. L’atomo centrale impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami. Tutte le molecole di questo tipo, per minimizzare le repulsioni, si dispongono con angoli di legame di 180° secondo una geometria lineare. Le osservazioni sperimentali confermano che la molecola di CO2 è lineare. molecola di tipo XY2

O C O

126

180° C

O

O

geometria lineare

PER CAPIRE

l’angolo di legame α (alfa) deriva da: 360 α = ____ = 180° 2

5 I legamI chImIcI

Molecole trigonali planari: XY3 La molecola del trifluoruro di boro BF3 è del tipo XY3: l’atomo di boro è quello centrale, gli atomi di fluoro sono laterali. Attorno al boro (che non raggiunge l’ottetto) ci sono 3 coppie di elettroni, impegnate nei legami con i tre atomi di fluoro. L’atomo centrale, inoltre, impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami e non ci sono coppie libere. Tutte le molecole di questo tipo, per minimizzare le repulsioni si dispongono con angoli di legame di 120° secondo una geometria trigonale planare: F

F B

F

molecola di tipo XY3

120°

B F

F

PER CAPIRE

l’angolo di legame α deriva da: 360 α = ____ = 120° 3

F geometria trigonale planare

Molecole tetraedriche: XY4 La molecola del metano CH4 è del tipo XY4: l’atomo di carbonio è quello centrale; gli atomi d’idrogeno sono laterali. Attorno al carbonio ci sono 4 coppie di elettroni, impegnate nei legami con i quattro atomi di idrogeno. L’atomo centrale impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami. Le molecole del tipo XY4 non sono piane e i legami sono disposti in modo simmetrico nello spazio, quindi gli angoli non possono essere di 90°, ma corrispondono a 109,5°. Quindi, tutte le molecole di questo tipo, per minimizzare le repulsioni si dispongono con angoli di legame di 109,5° secondo una geometria tetraedrica: H

H H

C

molecola di tipo XY4

C

H

H

H

H

109,5°

H

geometria tetraedrica

Molecole bipiramidi trigonali: XY5 La molecola del pentacloruro di fosforo PCl5 è del tipo XY5: l’atomo di fosforo è quello centrale; gli atomi di cloro sono laterali. Intorno all’atomo di fosforo ci sono 5 coppie di legame. L’atomo centrale impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami. Per rendere minima la reciproca repulsione, tre coppie di elettroni si dispongono su un piano, a 120° (angolo di legame equatoriale), mentre le altre due coppie si dispongono al di sopra e al di sotto di tale piano, a 90° (angolo di legame assiale). Le molecole di questo tipo si dispongono a forma di bipiramide trigonale (due piramidi a base triangolare regolare sovrapposte): Cl molecola di tipo XY5

90°

Cl

Cl P

Cl

Cl Cl

P

Cl

Cl

120°

Cl Cl geometria bipiramidale trigonale (esaedrica)

127

Per rappresentare molecole tridimensionali come quella di PCl5, si adotta una notazione che usa trattini e cunei (pieni o tratteggiati): Cl

Cl P

Cl

Cl

Cl

Il cuneo tratteggiato rappresenta legami che “entrano” nella pagina; il cuneo pieno rappresenta legami che “escono” dalla pagina. Molecole ottaedriche: XY6 La molecola dell’esacloruro di zolfo SCl6 è del tipo XY6: l’atomo di zolfo è quello centrale; gli atomi di cloro sono laterali. L’atomo centrale impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami. La geometria è ottaedrica: quattro coppie stanno in un piano, con angoli di 90°, mentre le restanti due coppie stanno al di sopra e al di sotto del piano, sempre con angoli di 90°. I sei legami sono tutti equivalenti tra loro. Tutte le molecole di questo tipo, per minimizzare le repulsioni si dispongono nello spazio ai vertici di un ottaedro:

Cl

Cl

molecola di tipo XY6

90°

Cl

S Cl

Cl

Cl geometria ottoedrica

Molecole con coppie elettroniche libere In questo secondo caso, l’atomo centrale delle molecole, oltre a formare dei legami con altri atomi, ha delle coppie elettroniche libere (lone pair). Molecole V-shape: XY2E La molecola dell’anidride solforosa SO2 è del tipo XY2E: l’atomo di zolfo è quello centrale; gli atomi di ossigeno sono laterali. L’atomo centrale non impiega tutti i suoi elettroni nel formare i legami. Potremmo pensare che CO2 e SO2 presentino la stessa geometria: in realtà, la coppia libera sullo zolfo fa ripiegare la molecola, che perde la linearità: SO2

O

S

molecola di tipo XY2

O 119,3°

Molecole piramidali: XY3E La molecola dell’ammoniaca NH3 è del tipo XY3E: l’atomo centrale è quello di azoto; gli atomi di idrogeno sono laterali. Attorno all’atomo di azoto ci sono 3 coppie di legame e un doppietto solitario; quindi possiamo aspettarci che si dispongano secondo la geometria tetraedrica (con angoli di legame di 109,5°). La forma della molecola, però, è trigonale piramidale. Infatti, il doppietto solitario esercita una repulsione più forte delle coppie di legame, per cui i tre angoli di legame H N H si “stringono” a 107°: doppietto solitario

H H N H

molecola di tipo XY3E

N

H

H H

128

N

H

H 107°

H

5 I legamI chImIcI

Molecole piramidali: XY2E2 La molecola dell’acqua H2O è del tipo XY2E2: l’atomo di ossigeno è quello centrale; gli atomi d’idrogeno sono laterali. Attorno all’atomo di ossigeno ci sono 2 coppie di legame e 2 doppietti solitari; anche in questo caso possiamo aspettarci una disposizione tetraedrica dei gruppi di elettroni. I due doppietti solitari esercitano una repulsione più forte delle coppie di legame, per cui l’angolo di legame H O H si stringe a 104,5°. La forma della molecola è piegata a V:

O

H

O

23 Su che cosa si basa la teoria VSePR?

H 104,5°

21 Qual è l’angolo di legame tipico della geometria tetraedrica? 22 che tipo di geometria presenta la molecola h2O?

molecola di tipo XY2E2

H

PREPARATI ALLA VERIFICA

H

L’ammoniaca e l’acqua sono dei “tetraedri mancati”: le coppie libere sostituiscono gli atomi nel tetraedro perfetto e deformano la molecola, visto che gli elettroni si respingono con maggior forza.

La polarità delle molecole Sappiamo che ci sono legami polari, come nell’acido cloridrico (HCl). Nella molecola c’è un accumulo di carica negativa sull’atomo di cloro, che è più elettronegativo, e un deficit sull’atomo di idrogeno; le due cariche parziali, uguali e opposte, generano un momento dipolare, orientato da δ+ a δ−. Dato che è lineare, la molecola nel suo complesso è polare, cioè ha un momento dipolare. In generale:

24 Indica le molecole polari motivando le tue scelte: a. BF3 b. Nh3 c. Scl2

H

Cl legame polare

bassa densità elettronica

δ+

δ–

alta densità elettronica

una molecola polare ha un momento di dipolo diverso da zero. Le molecole biatomiche come Br2 e Cl2, formate da due atomi uguali, sono apolari; i nuclei dei due atomi attirano la nuvola elettronica con uguale forza e quindi non c’è separazione di carica: il momento dipolare è nullo. Nel caso di molecole con più di due atomi, per valutare la polarità della molecola si deve considerare anche la sua geometria; in pratica, si assegna un momento di dipolo a ogni legame polare e poi si fa la somma vettoriale. Per esempio, nella molecola di CO2, i momenti di dipolo associati a ciascun legame C O hanno la stessa direzione (l’asse di legame), lo stesso modulo e verso opposto; i due momenti di dipolo si annullano a vicenda (Figura 17a). Invece, nella molecola d’acqua, i due momenti di dipolo non si annullano perché la molecola ha una forma piegata (Figura 17b). Quando gli atomi periferici di una molecola sono diversi tra loro, la molecola è polare (Figura 18).

δ–

δ+

δ–

O

C

O

momento di dipolo risultante nullo molecola apolare

a δ– δ+

H

H

δ+

momento di dipolo risultante non nullo molecola polare

b

↑ Figura 17

↓ Figura 18 δ+

δ–

dipolo risultante nullo δ+

dipolo risultante nullo

dipolo risultante

δ+ δ+ CH4

CH3Cl

CH2Cl2

CHCl3

CCl4

129

8

Le nuove teorie del legame: il legame di valenza e gli orbitali molecolari

La teoria di Lewis e la regola dell’ottetto sono utili per rappresentare le molecole e gli ioni con semplici formule che, però, nulla dicono sulla loro forma e sul perché si formano i legami. Per una trattazione più rigorosa del legame chimico occorre usare i modelli matematici basati sulla fisica classica e sulla fisica quantistica. Oggi la chimica teorica e computazionale (che si avvale dell’uso di modelli matematici) è in grado sviluppare e implementare modelli che consentono di prevedere e interpretare i dati sperimentali come lunghezze ed energie di legame, geometrie molecolari e momenti dipolari. I modelli più avanzati attualmente disponibili che descrivono la formazione del legame chimico sono: • la teoria del legame di valenza (in sigla VB, dall’inglese Valence Bond theory); • la teoria degli orbitali molecolari (in sigla OM oppure MO, dall’inglese Molecular Orbital theory).

La teoria VB Secondo la teoria del legame di valenza (VB), il legame fra due atomi si realizza per sovrapposizione (che deve essere massima) di due opportuni orbitali atomici, uno per ciascun atomo, per formare un orbitale di legame. In genere, i due orbitali che danno il legame sono occupati da un solo elettrone; meno frequentemente, un orbitale è vuoto e l’altro è occupato da due elettroni. Secondo la teoria VB, il legame covalente fra due atomi si forma quando due orbitali del livello di valenza (uno per ogni atomo) si sovrappongono, mettendo in comune una coppia di elettroni che si dispongono con spin antiparallelo (↑↓). Solo alcune coppie di orbitali atomici possono sovrapporsi in modo efficace, cioè in modo che la densità elettronica fra gli atomi sia massima. Gli orbitali di tipo s, per esempio, hanno simmetria sferica e quindi danno una sovrapposizione ottimale, come nel caso dei due orbitali 1s nella formazione della molecola H2: 1s

1s

H

H

H

H

Gli orbitali di tipo p danno una sovrapposizione efficace solo con orbitali che siano correttamente allineati con il loro asse, per esempio con orbitali s (Figura 19a) oppure con orbitali p opportunamente orientati (Figura 19b). Dalla sovrapposizione di due orbitali atomici si forma un nuovo orbitale di legame, occupato dagli elettroni di legame (che assumono spin antiparallelo). In questo caso, dato che la densità elettronica risulta massima nella zona che si trova tra i nuclei degli atomi che formano il legame, si parla di legame di tipo σ (sigma). 1s

ENGLISH

legame di tipo sigma sigma bond

2p asse di legame

H

F

fluoruro di idrogeno (HF)

130

a

sovrapposizione assiale legame

b

← Figura 19

5 I legamI chImIcI

Nei legami di tipo σ la densità elettronica ha una simmetria cilindrica rispetto all’asse lungo cui avviene la sovrapposizione degli orbitali. Si parla di simmetria cilindrica della densità elettronica perché, se immaginiamo di far ruotare gli orbitali impegnati nel legame σ attorno all’asse di legame, il legame rimane invariato. Un secondo tipo di sovrapposizione efficace si verifica quando due orbitali si avvicinano “lateralmente”; per esempio, nel caso di due orbitali p (Figura 20). La nuvola degli elettroni di legame si trova in due regioni dello spazio collocate da parti opposte rispetto all’asse di legame: in questo caso si parla di legami di tipo π (pi greco). Dato che la sovrapposizione laterale di due orbitali atomici è minore di quella assiale, i legami π tendono a essere più deboli dei legami σ.

asse di legame

sovrapposizione laterale legame π

← Figura 20

In genere, i legami singoli sono di tipo σ, i legami doppi sono formati da un σ e un π, i legami tripli sono formati da un σ e due π: H H H

C C H un legame σ

un legame σ + due legami π

H N N H

un legame σ + un legame π

Gli orbitali ibridi In alcuni casi, le previsioni sulla geometria di alcune molecole effettuate sulla base della teoria VB non sono in accordo con i dati sperimentali. Prendiamo in esame il caso del carbonio: la configurazione esterna dell’atomo di carbonio è 2s2 2p2. Dato che i due elettroni nell’orbitale 2s sono accoppiati, si potrebbe pensare che l’atomo di carbonio sia in grado di formare solo due legami covalenti mediante i due elettroni spaiati (singoletti) degli orbitali 2p. Invece, il carbonio forma in genere quattro legami. Non solo: la misura delle distanze e delle energie di legame in composti come il metano (CH4) indica che i quattro legami sono tra loro equivalenti. Per spiegare questi dati e per rendere conto delle geometrie molecolari sperimentalmente osservate, e non riconducibili alla semplice sovrapposizione degli orbitali atomici, il chimico statunitense Linus Pauling (1901-1994, Figura 21) introdusse il concetto di orbitale ibrido. Egli ipotizzò che due o più orbitali atomici di energia paragonabile possano ibridarsi, cioè interagire tra loro e dare luogo a un nuovo tipo di orbitali, che sono il risultato di una combinazione lineare (cioè una somma algebrica a coefficienti variabili) delle funzioni d’onda che rappresentano gli orbitali atomici di tipo s, p o d da cui derivano. In generale: • dalla combinazione di n orbitali atomici si ottengono n orbitali ibridi; • l’orientazione e l’energia degli orbitali ibridi dipendono dal tipo di orbitali atomici da cui derivano;

↑ Figura 21

131

• gli orbitali ibridi ottenuti sono isoenergetici, cioè hanno tutti la stessa energia, il cui valore è una media dell’energia degli orbitali atomici componenti; • l’ibridazione consente alla molecola di ottenere una configurazione elettronica di energia più favorevole. Esistono diversi tipi di ibridazione a seconda di quanti orbitali s, p e d partecipano. Ibridazione sp3 Si può ipotizzare che nell’atomo di carbonio, prima di formare dei legami, un elettrone dell’orbitale 2s passi dallo stato fondamentale a uno stato eccitato spostandosi in un orbitale 2p; in questo modo ci sono quattro elettroni spaiati in grado di formare quattro legami. Il carbonio assume così una configurazione elettronica energeticamente più conveniente:

Energia

2p2

2px 2py 2pz

2p3

2s2

2s1

1s2

1s2

stato fondamentale

2px 2py 2pz

stato eccitato

Energia

A questo punto l’orbitale s e i tre orbitali p, ciascuno con un elettrone spaiato, si “combinano” per dare luogo a quattro orbitali ibridi sp3 (si legge “esse-pi-tre”):

2p sp3 ibridazione

2s

orbitali ibridi

1s

1s

I quattro orbitali ibridi hanno energia intermedia tra l’orbitale 2s e gli orbitali 2p con conseguente guadagno energetico. La forma di ciascun orbitale sp3 è diversa da quella degli orbitali s e p (Figura 22). Essa consiste in due lobi di diversa dimensione; il lobo più grande è quello che dà luogo al legame, mentre il lobo più piccolo è solitamente omesso nelle rappresentazioni: z

z

x

y orbitale s

x

z

y orbitale px

x

z

y orbitale py

x

y orbitale pz

ibridazione

sp3

sp3

sp3

sp3

← Figura 22

132

5 I legamI chImIcI

Gli elettroni dei quattro orbitali sp3 si respingono e quindi tendono a disporsi alla massima distanza possibile, per minimizzare la repulsione; la geometria della molecola risulta allora tetraedrica, con angoli di legame di 109,5°; questo è in accordo sia con la teoria VSEPR sia con i dati sperimentali. Nel metano (CH4, Figura 23a), ma anche nel diamante e in tutti i composti in cui il carbonio forma quattro legami semplici, la geometria è tetraedrica. Nell’ammoniaca (NH3), l’atomo di azoto ha ibridazione sp3, infatti la molecola ha angoli di legame di 107°, poco diversi dall’angolo tetraedrico; uno dei quattro orbitali sp3 è occupato dal doppietto solitario dell’azoto (Figura 23b). Ibridazione sp2 Per descrivere questa ibridazione prendiamo in considerazione il boro, che ha configurazione 1s2 2s2 2p1: esso ha un solo elettrone spaiato nel livello di valenza, ma riesce a formare la molecola del trifluoruro di boro (BF3). I dati sperimentali indicano che si tratta di una molecola planare, con angoli di 120°. Come fa il boro a formare tre legami tutti uguali tra loro (per lunghezza ed energia di legame) pur avendo un solo elettrone spaiato? L’ibridazione in questo caso coinvolge l’orbitale 2s e due orbitali 2p, tutti semipieni, e dà origine a tre orbitali ibridi sp2 (“essepi-due”), mentre un orbitale 2p rimane vuoto (Figura 24):

Energia

2p1

2p2 sp 2 sp 2 sp 2

a

H

109,5°

C

H

H

H metano (CH4)

b

N

H

H

H

107°

ammoniaca (NH3)

↑ Figura 23

2p

120°

sp 2 sp 2 sp 2 sp2

B

ibridazione 2s2

2s1

2s1 orbitali ibridi orbitali ibridi sp 2

1s2

1s2

1s2

↑ Figura 24 Ibridazione sp Consideriamo il caso del berillio la cui configurazione è 1s2 2s2 con due elettroni accoppiati nel guscio di valenza, che occupano l’orbitale 2s. Questo elemento, grazie all’ibridazione, forma la molecola del diidruro di berillio (BeH2); dati sperimentali sostengono che si tratta di una molecola lineare, con gli atomi di idrogeno a 180° l’uno dall’altro. Se l’atomo di berillio passa in uno stato eccitato 1s2 2s1 2p1, l’orbitale 2s e l’orbitale orbitale 2p, entrambi semipieni, possono dare origine a due orbitali ibridi sp (“esse-pi”) che permettono di legare ciacuno un atomo di idrogeno (Figura 25). La Tabella 3 riporta gli orbitali ibridi più comuni.

180°

H

H

↑ Figura 25 ↓Tabella 3 Orbitali ibridi.

Tipo di orbitale

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

Numero di orbitali ibridi

2

3

4

5

6

Rappresentazione degli orbitali

120°

90°

90°

109,5° 180° 120°

90°

133

La teoria degli orbitali molecolari La teoria degli orbitali molecolari (OM) si basa sulla combinazione lineare di orbitali atomici, che danno origine a orbitali molecolari. Un orbitale molecolare è una combinazione lineare degli orbitali degli atomi che formano la molecola, simili per contenuto energetico. La teoria riesce a spiegare alcune proprietà molecolari che risultano difficili da giustificare con la teoria VB, infatti: • la teoria OM prende in considerazione tutti gli elettroni di una molecola, non solo quelli di valenza; • dalla combinazione di n orbitali atomici, si ottengono n orbitali molecolari (nella teoria VB, invece, dalla sovrapposizione di due orbitali atomici si ottiene un solo orbitale di legame); • gli orbitali molecolari non sono localizzati fra coppie di atomi, ma si distribuiscono su tutta la molecola. In questo modo, gli elettroni che occupano gli orbitali molecolari sono responsabili dei legami fra tutti gli atomi che partecipano all’OM stesso. Prendiamo come esempio la molecola più semplice, quella dell’idrogeno (H2). Dalla combinazione lineare delle due funzioni d’onda degli orbitali 1s di ciascun atomo si ottengono due orbitali molecolari (Figura 26): • l’OM di legame (o OM legante), che ha un’energia minore della media delle energie degli orbitali atomici di partenza (è la somma delle funzioni d’onda dei due orbitali atomici) e una densità di carica distribuita in modo simmetrico attorno alla linea che congiunge i due nuclei. Si tratta di un orbitale di tipo sigma (σ1s); • l’OM di antilegame (o OM antilegante), che ha un’energia più alta della media delle energie degli orbitali atomici di partenza (è la differenza tra le funzioni d’onda dei due orbitali atomici); la densità di carica è minima o nulla nella regione tra i due nuclei, dove ha un piano nodale perpendicolare all’asse di legame. L’orbitale viene indicato con σ*1s (si legge sigma-star, dall’inglese). In generale, dalla combinazione lineare di 2 orbitali atomici si ottengono un orbitale molecolare a energia più bassa (OM legante) e un orbitale molecolare a energia più alta (OM antilegante); la diminuzione di energia dell’OM legante è minore dell’aumento di quello antilegante. σ* (orbitale antilegante) σ*1s orbitale di antilegame 1s

Energia

piano nodale

1s

1s

σ1s orbitale di legame

1s

σ (orbitale legante) H orbitale atomico

H2 orbitali molecolari

H orbitale atomico

Nello stato fondamentale, i due elettroni della molecola H2 occupano l’orbitale σ1s; possono passare nell’orbitale di antilegame solo se eccitati. Come nel caso del riempimento degli orbitali atomici, valgono sia il principio di minima energia sia la regola di Hund sia il principio di esclusione di Pauli (ogni OM può ospitare al massimo due elettroni, con spin antiparallelo).

134

← Figura 26

5 I legamI chImIcI

Nella teoria OM si definisce ordine di legame la differenza diviso 2 tra il numero di elettroni che occupano gli OM di legame e il numero di elettroni che occupano gli OM di antilegame. Nel caso di H2, per esempio, ci sono 2 elettroni nell’OM di legame e nessun elettrone (0) nell’OM di antilegame. Calcoliamo l’ordine di legame: 2−0 ordine di legame = ____ = 1 2 Il risultato che abbiamo ottenuto indica che nella molecola c’è un legame semplice che unisce i due atomi H. In generale, un ordine di legame maggiore di 0, come nel caso appena visto, indica che ci sono più elettroni negli orbitali di legame che in quelli di antilegame; perciò nella molecola gli elettroni hanno un’energia minore rispetto a quella che possiedono negli atomi isolati e, quindi, essa tende a formarsi poiché è più stabile. Al contrario, se l’ordine di legame è minore di 0, il legame non si forma. Maggiore è l’ordine di legame, maggiore è la stabilità della molecola che si forma.

PROBLEMA SVOLTO

13 Prevedere l’esistenza di una molecola in base all’ordine di legame Usa la teoria degli orbitali molecolari per prevedere se si forma la molecola He2. RISOLVI

l’atomo di elio ha due elettroni che riempiono l’orbitale atomico 1s. Dalla combinazione di due orbitali atomici 1s si ottengono due Om di tipo sigma (σ1s e σ*1s). l’ordine di legame è dato dalla differenza tra gli elettroni che occupano l’Om di legame e gli elettroni che occupano l’Om di antilegame, diviso per 2.

Rappresenta Il diagramma relativo all’energia degli Om e al loro riempimento è:

Energia

σ*1s

1s He orbitale atomico

σ1s He2 orbitali molecolari

1s He orbitale atomico

l’ordine di legame è: 2−2 _____ =0 2

gli atomi di elio non traggono alcun vantaggio dal legame; pertanto ci si aspetta che la molecola he2 non sia stabile. ciò è confermato sperimentalmente.

FAI PRATICA

14 Usa la teoria degli orbitali molecolari per prevedere se si forma una molecola tra due atomi di litio allo stato gassoso e quanti legami formano tra di loro.

135

Negli atomi con elettroni p, gli orbitali OM si ottengono in modo analogo; da 6 orbitali di tipo p (3 per ogni atomo che forma il legame) si ottengono 6 orbitali molecolari: due di tipo σ e quattro di tipo π. Infatti: • due orbitali p danno una sovrapposizione assiale e quindi due OM di tipo σ perché l’addensamento di carica si trova attorno all’asse tra i due nuclei:

σ*2px

2px

2px

σ2px

orbitali atomici

orbitali molecolari

• gli altri 4 orbitali atomici p, a due a due, danno quattro OM di tipo π, con distribuzione di carica da parti opposte rispetto all’asse di legame. Sovrapponendosi lateralmente, due orbitali 2py danno origine all’orbitale molecolare π2py e al corrispondente orbitale di antilegame (π*2py):

π*2py

π2py 2py

2py

orbitali atomici

orbitali molecolari

Analogamente, la combinazione lineare delle funzioni d’onda di due orbitali atomici 2py o 2pz dà come risultato due OM di tipo π, orientati a 90° rispetto ai precedenti. Fai attenzione! Per le molecole biatomiche omonucleari, in via generale, l’ordine di riempimento degli OM può variare in base al numero atomico Z.

PROBLEMA SVOLTO

15 Determinare il riempimento degli orbitali molecolari Usa la teoria degli orbitali molecolari per stabilire i legami nella molecola di ossigeno (O2). RISOLVI

l’atomo di ossigeno ha configurazione 1s2 2s2 2p4:

1s

136

2s

2px

2py

2pz

5 I legamI chImIcI

In tutto, quindi, gli orbitali atomici che entrano nella combinazione lineare sono cinque per ogni atomo di ossigeno (dieci in tutto) e dalla combinazione si ottengono dieci Om. Ogni atomo ha 8 elettroni che vanno a occupare gli Om.

Rappresenta Disponi gli elettroni della molecola negli Om, in ordine di energia crescente. Nel caso dell’ossigeno, che ha Z = 8, l’ordine di riempimento è:

σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2px < π2pz = π2py < π*2pz = π*2py < σ*2px Il diagramma relativo all’energia degli Om e al loro riempimento è:

Energia

σ*2px π*2py π*2pz 2px 2py 2pz

2px 2py 2pz

π 2py π 2pz σ2px

σ*2s 2s

2s

σ2s

σ*1s 1s

1s

σ1s O orbitali atomici

O2 orbitali molecolari

O orbitali atomici

gli elettroni che occupano orbitali di legame sono 10; gli elettroni che occupano orbitali di non legame sono 6. Pertanto, l’ordine di legame è: 10 − 6 ______ =2 2

gli atomi di ossigeno, nella molecola O2, formano un legame doppio: uno di tipo σ e uno di tipo π. gli elettroni nei due Om dovuti agli orbitali atomici 1s sono molto vicini al nucleo e di fatto non contribuiscono alla formazione del legame; perciò vengono talvolta omessi nelle rappresentazioni del riempimento degli Om. Fai attenzione! Nel livello più esterno sono presenti due elettroni spaiati, che occupano due Om di tipo π. Questo spiega perché l’ossigeno, in presenza di un campo magnetico, ha un comportamento paramagnetico, cioè si magnetizza: le sue molecole, ciascuna con due elettroni spaiati, sono in grado di orientarsi nella stessa direzione e nello stesso verso del campo magnetico esterno. la magnetizzazione, tuttavia, è solo temporanea e termina al cessare del campo magnetico.

FAI PRATICA

16 Usa la teoria degli orbitali molecolari per stabilire i legami nella molecola di azoto (N2).

PREPARATI ALLA VERIFICA 25 Descrivi le ibridazioni sp3, sp2 ed sp. 26 Qual è l’ibridazione dell’atomo centrale nelle molecole Sicl4 e alh3? 27 In base alla teoria Om, puoi prevedere che si formi lo ione h+2? 28 Qual è l’ordine di legame delle specie he+2 e he−2? I due valori differiscono? Perché?

137

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

Perché si formano i composti

la maggior parte degli elementi chimici si lega ad altri atomi perché ogni aggregato tende allo stato di più bassa energia, che corrisponde alla massima stabilità. Quindi due o più atomi formano molecole o strutture ioniche perché tali aggregati hanno un’energia inferiore rispetto al valore energetico di ciascun atomo isolato.

2

I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto

Dallo studio della tavola periodica sappiamo che gli elementi appartenenti al gruppo VIII, i gas nobili, sono particolarmente stabili e hanno 8 elettroni nell’ultima orbita. I SIMBOLI DI LEWIS mettono in evidenza gli elettroni di valenza. Secondo lewis tutti gli atomi tendono a raggiungere la configurazione elettronica stabile dei gas nobili (REGOLA DELL’OTTETTO).

3

I legami chimici

Il LEGAME INTRAMOLECOLARE è un legame fondamentale perché determina la formazione di un aggregato poliatomico e si realizza dall’interazione tra gli elettroni di valenza di due o più atomi. Il LEGAME INTERMOLECOLARE è un legame che si instaura tra molecole già formate, capaci di esistere indipendentemente le une dalle altre.

4

Il legame ionico

Il LEGAME IONICO è fondamentale, forte e intramolecolare. È dovuto alla forza che si genera tra gli ioni di carica opposta. Si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9, cioè quando un atomo è molto più elettronegativo dell’altro. Tra i due atomi c’è un trasferimento di elettroni di valenza. Un COMPOSTO IONICO è formato da più ioni ed è elettricamente neutro e generalmente cristallino. l’unità formula corrisponde al più piccolo insieme, complessivamente neutro, di ioni presente in un composto.

5

Il legame covalente

Il LEGAME COVALENTE si instaura quando due atomi condividono una coppia di elettroni per formare una molecola. Nel legame covalente omopolare, la coppia di elettroni è condivisa in egual misura dai due elementi, mentre nel legame covalente polare, la coppia di elettroni predilige l’atomo più elettronegativo. Il LEGAME DATIVO è un legame covalente in cui la coppia di elettroni di legame è messa in comune (condivisa) da un solo atomo, detto donatore, mentre l’altro è chiamato accettore.

6

Il legame metallico

Il LEGAME METALLICO è dato dall’attrazione tra gli ioni positivi e gli elettroni delocalizzati (mobili) che circondano le cariche positive.

7

La geometria molecolare

la teoria VSEPR permette di prevedere la disposizione geometrica degli atomi nelle molecole con più di due atomi, conoscendone solo la rappresentazione di lewis. la forma delle molecole dipende semplicemente dall’azione repulsiva degli elettroni che circondano l’atomo principale. Nella teoria VSePR tutti i doppietti elettronici, siano essi condivisi o no, sono disposti sulla superficie di un’immaginaria sfera ed essendo tutti negativi si respingono a vicenda, collocandosi il più lontano possibile gli uni dagli altri, in modo da rendere minima la reciproca repulsione.

8

Le nuove teorie del legame: il legame di valenza e gli orbitali molecolari

la TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) prende in considerazione esclusivamente gli elettroni che occupano gli orbitali del guscio di valenza e stabilisce che ogni legame covalente è definito dalla sovrapposizione degli orbitali atomici degli atomi che partecipano alla formazione del legame. la TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (OM) si fonda su alcuni principi generali: tutti gli elettroni dell’atomo partecipano alla formazione del legame chimico; tutti gli elettroni fanno parte della molecola; tutti gli elettroni sono distribuiti nella molecola in nuovi livelli energetici, chiamati orbitali molecolari (OM).

138

5 I legamI chImIcI IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

LEGAMI CHIMICI si formano perché gli

la cui formazione è descritta da

ATOMI tendono a raggiungere l’ OTTETTO

si distinguono in

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

INTRAMOLECOLARI

TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITÀ TRA GLI ATOMI

che in base alla

INTERMOLECOLARI tra cui DIPOLO-DIPOLO INDOTTO DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE

si distinguono in

LEGAME A IDROGENO

IONICO

COVALENTE

METALLICO PURO

dovuto a

in cui POLARE

FORZE ELETTROSTATICHE tra IONI

che si forma quando gli

DATIVO

ATOMI CONDIVIDONO ELETTRONI

CATIONI formano un RETICOLO

Cl– (anione) Na+ (catione)

ELETTRONI DI VALENZA sono DELOCALIZZATI nel

139

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 Perché si formano i composti

8 Scrivi i simboli di lewis dei seguenti elementi: A carbonio

1 Vero o falso? A Il legame chimico si forma perché l’attrazione tra cariche positive (nel nucleo) e negative si limita al singolo atomo. B l’attrazione elettrostatica coinvolge gli elettroni di atomi vicini. C l’energia di legame è la quantità di energia per mole necessaria a rompere un legame, o l’energia per mole sviluppata quando si forma il legame.

2 l’energia di legame del monossido di carbonio (cO) è 1074 kJ/mol; quella del cloro (cl2) è 242 kJ/mol. Quali informazioni ci forniscono questi due valori? A Il monossido di carbonio (cO) ha un’energia di legame maggiore di quella di cl2. B Il monossido di carbonio (cO) ha un’energia di legame minore di quella di cl2. C la molecola di cO è stabile come quella di cl2. D la molecola di cO è meno stabile di quella di cl2.

3 Per rompere una mole di legami c O sono necessarie 740 kJ/mol. Quanta energia devi fornire per rompere un singolo legame? esprimi il risultato in joule. [1,23 · 10−18 J/legame]

4 completa le seguenti frasi. A Ogni aggregato di atomi tende allo stato di più bassa energia, che corrisponde alla ........................................ . B Quasi tutti gli atomi tendono spontaneamente a ................................ per formare una molecola più stabile. C Il legame chimico si forma perché l’attrazione tra cariche positive (nel nucleo) e negative non si limita al singolo atomo, ma coinvolge anche gli ....................................... di atomi vicini.

5 Secondo quale reazione si forma la molecola di idrogeno? A B C D

h + h → 2h + energia h + h → h2 h + h → h2 + energia h + h + energia → h2

di legame per la molecola di cloro è 242,7 kJ/mol. [4,030 · 10−19 J/legame]

7 completa la tabella.

cl F O he

140

A 8 elettroni in totale. B 8 elettroni di valenza.

Simbolo di Lewis

Elettroni di valenza

C 10 elettroni in totale. D 10 elettroni di valenza.

10 completa le seguenti frasi. A Il massimo della stabilità si raggiunge quando il numero di elettroni di valenza è pari a ............................... . B la regola dell’ottetto afferma che quando un atomo possiede l’orbita esterna ......................................., in genere costituita da ............................ ............................, l’atomo è in una condizione di particolare ............................................ energetica e tende a non formare altri ............................... .

11 l’azoto per raggiungere la stabilità chimica, cioè l’ottetto elettronico, deve ottenere: A 3 elettroni e quindi formare 3 legami chimici. B 1 elettrone e quindi formare 1 legame chimico. C 10 elettroni e quindi formare 10 legami chimici. D qualche elettrone e non formare alcun legame chimico.

3 I legami chimici 12 completa la tabella inserendo le informazioni mancanti e calcola la differenza di elettronegatività tra i due elementi, sapendo che i valori di elettronegatività sono: E1 = 0,82; E2 = 3,16. che tipo di legame si forma? [2,34] Simbolo

Z

Elettroni di valenza

Simbolo di Lewis

19 17

13 Per valori di elettronegatività compresi tra 0 < ∆E < 1,9, C covalente polare. D metallico.

14 aiutandoti con la tavola periodica calcola la differenza di elettronegatività e ipotizza la natura dei legami nelle seguenti coppie di elementi: A S h B c h C c S D Ba F

15 aiutandoti con la tavola periodica, ipotizza la natura del

2 I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto Configurazione elettronica

C argon

9 Il neon non reagisce facilmente perché ha:

si formerà un legame: A covalente apolare. B covalente puro.

6 calcola l’energia di un legame cl cl, sapendo che l’energia

Simbolo

B alluminio

N° di legami

legame nelle seguenti coppie di elementi: A sodio fluoro: ............................................ B carbonio carbonio: ............................................ C litio cloro: ............................................ D elio magnesio: ............................................

16 Il diossido di carbonio ha la seguente struttura O c O. Per calcolare la differenza di elettronegatività, quale formula devi applicare? A ∆E = |EO − Ec − EO| C ∆E = |Ec + EO| B ∆E = |Ec · EO| D ∆E = |Ec − EO|

5 I legamI chImIcI

4 Il legame ionico

5 Il legame covalente

17 Indica l’affermazione eRRaTa.

26 Quando un atomo di cloro si lega con un altro atomo di cloro:

A Un composto ionico è formato da più ioni ed è elettricamente neutro e generalmente cristallino. B Un composto ionico è formato da più ioni, non è elettricamente neutro e quasi mai è cristallino.

18 Quando il sodio e il cloro si legano, formano: A B C D

una molecola di Nacl. un cristallo di molecole. un aggregato di molecole ioniche. un aggregato di ioni positivi e negativi.

27 In un legame covalente: A uno o più elettroni sono trasferiti da un atomo all’altro. B uno o più elettroni sono ceduti dall’atomo meno elettronegativo. C una coppia di elettroni è condivisa. D uno o più elettroni sono condivisi da due atomi.

19 Quando si forma un legame ionico, la differenza di elettronegatività deve essere: A uguale a 0. B maggiore di 0. C minore di 1,9. D maggiore di 1,9.

28 Nella molecola d’acqua: A un atomo di idrogeno ha carica parziale δ+, l’altro atomo ha carica parziale δ−. B entrambi gli atomi di idrogeno hanno carica parziale δ−. C l’atomo di ossigeno ha carica parziale negativa. D l’atomo di ossigeno ha carica 2+ e ogni atomo di idrogeno ha carica 1−.

20 l’unità base dei composti ionici è detta: A B C D

unità formula. molecola. aggregato di molecole ioniche. elementi ionici.

29 Nello ione ammonio (Nh4+) sono presenti:

21 l’ossido di sodio è usato nel

A B C D

processo di fabbricazione del vetro per abbassare la temperatura di fusione della pasta vetrosa. Rappresenta il processo che porta alla formazione del legame ionico tra il sodio e l’ossigeno e ipotizza la formula finale. Poi completa la tabella. Simbolo

Z

Configurazione Elettronica

A gli strappa un elettrone. B gli cede un elettrone. C mette in comune un elettrone per raggiungere la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo precede. D mette in comune un elettrone per raggiungere la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo segue.

quattro legami covalenti polari. quattro legami dativi. tre legami dativi e uno covalente polare. un legame dativo e tre covalenti polari.

6 Il legame metallico 30 Secondo il modello del “mare di elettroni”, nei metalli: A i protoni sono liberi di muoversi all’interno di una struttura ordinata costituita da elettroni. B gli elettroni sono liberi di muoversi all’interno di una struttura ordinata costituita da neutroni. C gli elettroni sono liberi di muoversi all’interno di una struttura ordinata costituita da cationi. D gli elettroni non sono liberi di muoversi all’interno di una struttura ordinata costituita da cationi.

Simbolo di Lewis

11 8

22 Rappresenta il legame che si forma tra magnesio e bromo. aiutati con le rappresentazioni di lewis.

31 Determina la geometria molecolare e gli angoli ideali di

23 calcola l’energia che si libera quando si formano 124,6 g di cloruro di sodio cristallino, sapendo che l’energia di ionizzazione del sodio è 495,6 kJ/mol, l’affinità elettronica del cloro è −348,6 kJ/mol, l’energia di reticolo è −787 kJ/mol. [1364 kJ]

24 calcola l’energia sviluppata o assorbita nella formazione di una singola unità formula di fluoruro di potassio (KF), sapendo che: • l’affinità elettronica del fluoro è −328 kJ/mol • l’energia ionizzazione potassio è 418 kJ/mol Si tratta di un processo spontaneo? [90 kJ/mol]

25 calcola l’energia totale per cristallizzare 35,7 g di cloruro di sodio, sapendo che: • l’energia ionizzazione di Na è +496 kJ/mol • l’affinità elettronica di cl è −349 kJ/mol • l’energia reticolare di Nacl è −787 kJ/mol

7 La geometria molecolare

[−392 kJ]

legame per le molecole Ncl3 e cOcl2.

32 Rappresenta le formule di lewis dei composti costituiti da idrogeno e gli elementi del secondo periodo (li, Be, B, c, N, O, F). Indica poi la geometria assunta dalle molecole.

33 Scrivi la formula di lewis del cianogeno c2N2. Per questo composto considera i due carboni centrali.

[N c c N]

8 Le nuove teorie del legame:

il legame di valenza e gli orbitali molecolari

34 Per una trattazione più rigorosa del legame chimico, occorre usare: A solo la teoria del legame di valenza. B solo la teoria del legame di lewis. C solo la teoria degli orbitali molecolari. D la teoria del legame di valenza e la teoria degli orbitali molecolari.

141

35 Secondo la teoria VB il legame covalente: A fra due atomi si forma quando due orbitali del livello di valenza (uno per ogni atomo) si sovrappongono, mettendo in comune una coppia di elettroni che si dispongono con spin antiparallelo. B fra tre atomi si forma quando tre orbitali del livello di valenza (uno per ogni atomo) si sovrappongono, mettendo in comune una coppia di elettroni che si dispongono con spin antiparallelo. C fra due atomi si forma quando due orbitali (uno per ogni atomo) si sovrappongono, mettendo in comune una coppia di elettroni che si dispongono con spin parallelo. D fra due atomi si forma quando due orbitali del livello di valenza appartenenti allo stesso atomo si sovrappongono, mettendo in comune una coppia di elettroni che si dispongono con spin antiparallelo.

41 Nella teoria Om, dalla combinazione di due orbitali atomici di un atomo con due orbitali atomici di un altro atomo, si ottengono: A 2 orbitali molecolari di legame. B 4 orbitali molecolari, 2 di legame e 2 di antilegame. C 2 orbitali molecolari di antilegame. D 1 orbitali atomico e 1 orbitale molecolare.

42 l’ordine di legame è dato: A dalla differenza tra il numero di elettroni che occupano gli Om di legame e il numero di elettroni che occupano gli Om di antilegame. B dalla somma tra il numero di elettroni che occupano gli Om di legame e il numero di elettroni che occupano gli Om di antilegame, il tutto diviso 2. C dal prodotto tra il numero di elettroni che occupano gli Om di legame e il numero di elettroni che occupano gli Om di antilegame, il tutto diviso 2. D dalla differenza tra il numero di elettroni che occupano gli Om di legame e il numero di elettroni che occupano gli Om di antilegame, il tutto diviso 2.

36 Nei legami di tipo σ la densità: A protonica ha una simmetria cilindrica rispetto all’asse lungo cui avviene la sovrapposizione degli orbitali. B nucleare ha una simmetria cilindrica rispetto all’asse lungo cui avviene la sovrapposizione degli orbitali. C elettronica ha una simmetria cilindrica rispetto all’asse lungo cui avviene la sovrapposizione degli orbitali. D elettronica ha una simmetria laterale rispetto all’asse lungo cui avviene la sovrapposizione degli orbitali.

37 linus Pauling ha introdotto il concetto di orbitale ibrido. Spiega come si ottengono gli orbitali sp, sp2 e sp3.

43 Nella teoria Om la densità di carica: A B C D

44 considera la molecola in figura. Quanti atomi di carbonio sono ibridati sp3 e quanti sp2?

38 la teoria degli orbitali molecolari (Om) si basa sulla combinazione: A lineare di orbitali atomici, che danno origine a orbite. B lineare di orbitali molecolari, che danno origine a orbitali atomici. C non lineare di orbitali atomici, che danno origine a orbitali molecolari. D lineare di orbitali atomici, che danno origine a orbitali molecolari.

O H3C

A più alta della media delle energie degli orbitali atomici di partenza, mentre l’Om di antilegame ha un’energia più bassa della media delle energie degli orbitali atomici di partenza. B più bassa della media delle energie degli orbitali atomici di partenza, mentre l’Om di antilegame ha un’energia più alta della media delle energie degli orbitali atomici di partenza. C più bassa della media delle energie degli orbitali atomici di partenza, mentre l’Om di antilegame ha un’energia identica alla media delle energie degli orbitali atomici di partenza. D identica alla media delle energie degli orbitali atomici di partenza, mentre l’Om di antilegame ha un’energia più alta della media delle energie degli orbitali atomici di partenza.

142

C

C

CH3

[4 sp3 e 1 sp2]

covalente tra le seguenti coppie di atomi: A fluoro-fluoro. C idrogeno-cloro. B elio-elio. D litio-litio.

46 Determina l’ordine di legame nella molecola di boro (B2). aiutati facendo riferimento allo schema (ricordati che il livello 1s spesso non è rappresentato).

σ*2px

Energia

40 Nella teoria Om l’orbitale molecolare di legame ha un’energia:

C

45 In base alla teoria VB, prevedi se si può formare un legame

39 la teoria Om prende in considerazione: A gli elettroni di una molecola, non solo quelli di valenza. B gli elettroni di valenza e non quelli appartenenti all’intera molecola. C i protoni di una molecola, non solo quelli di valenza. D gli elettroni dell’atomo più elettronegativo, non solo quelli di valenza.

è minima nella regione tra i due nuclei. è minima o nulla nella regione tra i due nuclei. è massima o nulla nella regione tra i due nuclei. è massima nella regione tra i due nuclei.

π*2pz π*2py 2px 2py 2pz

2px 2py 2pz

σ2px π 2pz π 2py σ*2s 2s

2s

σ2s [1]

5 I legamI chImIcI

COMPETENZE 47 ARGOMENTA E CALCOLA Il fluoruro di potassio (KF) è un

d. Ipotizza che in un campione di etano ci siano 7,25 · 1023 atomi di idrogeno. Qual è la massa corrispondente all’intera molecola? e. l’etano brucia secondo la reazione:

sale che deriva dall’acido fluoridrico (hF). Solido, bianco e inodore, ha una solubilità di 920 g/l (a 20 °c) e una densità di 2,48 g/cm3 (a 20 °c). Trova impiego nella produzione di pesticidi e nella sintesi di composti organici. È un composto tossico, che può portare alla morte se ingerito o inalato in concentrazioni elevate. a contatto con la pelle provoca ustioni ed è potenzialmente corrosivo. a. Scrivi la configurazione elettronica degli elementi appartenenti ai composti KF e hF. b. considera i valori di elettronegatività riportati in tabella e ipotizza la natura del legame che si forma tra KF e hF.

• Individua i reagenti e i prodotti di reazione. • la reazione descritta è reversibile o irreversibile? motiva la risposta. • considera le seguenti quantità: 120,0 g di c2h6; 13,96 mol di O2 e 7,208 · 1024 molecole di h2O. calcola la massa di diossido di carbonio (cO2) sviluppata. f. Qual è la legge che ti ha permesso di calcolare la massa di diossido di carbonio? [d. 6,01 g; e. 351,0 g]

Elettronegatività

K

0,82

F

4,0

h

2,1

49 ARGOMENTA E CALCOLA merluzzo, latticini, soia, mandorle e altri cibi contengono buone concentrazioni di acido glutammico, un amminoacido la cui struttura è:

O

c. Scrivi sul quaderno le rappresentazioni di KF e hF attraverso le formule di lewis. d. Rappresenta sul quaderno il momento di dipolo nella molecola di hF, individuando le parziali cariche positive e negative. e. costruisci lo schema degli orbitali molecolari dell’acido fluoridrico hF; aiutati con il seguente:

HO

infiammabile, esplosivo, incolore, inodore e atossico. a. Scrivi la formula di struttura del composto attraverso le rappresentazioni di lewis e individua la natura degli orbitali ibridi del carbonio. b. Nella molecola di etano è possibile identificare 2 centri, corrispondenti agli atomi di carbonio. che geometria assumono i legami c c e c h? c. Per quale ragione gli angoli di legame h c h dell’etano sono tutti uguali e ampi 109,5°, mentre l’angolo nella molecola d’acqua è di 104,5°?

Acido glutammico (g/100 g alimento)

f. calcola l’energia sviluppata quando si forma un cristallo di fluoruro di potassio (KF) di massa 125,0 g, sapendo che: • l’energia di reticolo del cristallo è −803 kJ/mol; • l’energia di ionizzazione del potassio è 418,8 kJ/mol; • l’affinità elettronica del fluoro è −328,0 kJ/mol. g. Determina la composizione percentuale nel fluoruro di potassio e nell’acido fluoridrico e rappresenta su un grafico i risultati ottenuti (puoi usare un istogramma o un areogramma). IN DIGITALE Prova con Excel

48 ARGOMENTA E CALCOLA l’etano (c2h6) è un gas

C

OH

9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 zu sem cc i em a m en ta l

2s

[f. −1532 kJ; g. %(K) = 67,30%; %(F) = 32,70%; %(h) = 5,040%; %(F) = 94,96%]

CH

di

σ1s2px 2s

CH2

la so tte ia in scre po m lv at er o pe e co rin o m an do rle pr ov ol on e

2px 2py 2pz

a

Energia

H

an

HF

π 2py π 2pz

CH2

a. Determina la formula molecolare del composto. b. Definisci l’ibridazione di ciascun atomo di carbonio. c. analizza l’estremità dell’acido O glutammico illustrata qui a fianco e considera il carbonio legato C CH2 HO all’ossigeno con un doppio legame. Quale disposizione geometrica assumono gli atomi? Qual è l’angolo di legame? d. Focalizza adesso l’attenzione su questa parte della NH2 struttura (a fianco) e scrivi la configurazione elettronica dell’azoto (N) e dell’idrogeno (h). che disposizione assumono gli atomi così legati? e. Il grafico rappresenta la quantità di acido glutammico in 100 g di cibo. Riassumi in tabella i valori di acido glutammico presenti nell’istogramma e calcola la media delle quantità nei cibi considerati. f. Dal valore medio calcolato al punto e. determina il numero di moli e di molecole di acido glutammico. g. Rispetto al numero di molecole calcolato, quanti atomi di idrogeno sono presenti nell’intera massa di composto? [e. 7,0 g; f. 0,04756 mol; 2,89 · 1022 molecole; g. 2,60 · 1023]

σ*1s2px 1s

C

O

NH2

gr

Elementi

2c2h6 + 7O2 → 4cO2 + 6h2O

143

50 LEGGI E ARGOMENTA leggi il testo e inserisci i termini

53 ARGOMENTA Quale immagine corrisponde al composto ionico e quale al covalente? motiva la tua scelta.

mancanti. elettronegatività, catione, ionico, attrattiva, reticolo cristallino, unità formula, trasferimento, elettrostatica, differenti, meno, elettronegativo, anione, opposto, molecola, elemento. Il legame ........................................ è un legame chimico di natura ................................................ che si forma quando le caratteristiche dei due atomi sono nettamente ........................................................... . In particolare tra i due elementi ci deve essere una grande differenza di ............................................................. . Nel legame ionico si verifica un ........................................................ di uno o più elettroni dall’atomo ..................................................... elettronegativo a quello più ................................................. . Il primo ................................................ si trasforma in .................................. , il secondo in .................................... . Tra le due specie si realizza una forza .................................................. determinata dalle cariche di segno ...................................................... . Nei composti ionici non esiste la singola .......................................... . l’attrazione tra cariche di segno opposto non si realizza lungo una sola direzione, ma agisce in tutte le direzioni con formazione di un ............................. .......................................... ordinato. In questi composti, la formula chimica è una rappresentazione che corrisponde al più piccolo insieme, neutro, di ioni presente in un composto. Tale formula è chiamata ........................................................................... .

51 LEGGI E ARGOMENTA In un solido ionico, il numero di elettroni ceduti è uguale a quello degli elettroni accettati, perciò il composto è neutro. completa la tabella inserendo l’unità formula che i cationi formano con il cloro, poi rispondi alle domande. Catione

Unità formula

Elettronegatività del catione

li+

0,98

ca

2+

1,00

Ba2+

0,89

Fe

1,8

3+

a. Qual è la differenza di elettronegatività nei quattro composti sapendo che quella del cloro è 3,16? b. Qual è il rapporto minimo tra gli elementi per garantire la neutralità? [a. 2,18; 2,16; 2,27; 1,36; b. 1:1; 1:2; 1:2; 1:3]

52 ARGOMENTA E CALCOLA Il potassio è un macroelemento, cioè uno dei minerali presenti nell’organismo in quantità elevate. In una dieta normale (standard), l’apporto giornaliero ammonta a circa 4,0 g ed è comunque superiore al fabbisogno richiesto. a. Il potassio ha 17 isotopi, anche se in natura se ne trovano solo tre: 39K (93,3%), 40K (0,01%) e 41K (6,7%), mentre gli altri sono artificiali. calcola la massa atomica media (ar). b. Ipotizza che il potassio reagisca con il cloro. completa le reazioni che portano alla formazione dei due ioni. K → .................................. .................................. → cl− c. calcola l’energia sviluppata quando si forma 1 mol di cristallo di Kcl, sapendo che: Ei = 418,8 kJ/mol, Eae = −349,0 kJ/mol, Er = −717,0 kJ/mol. d. Quale sarebbe l’energia sviluppata se si formasse un cristallo a partire da 7,22 ∙ 1024 unità formula di Kcl? [a. 39,14 u; b. −647,2 kJ/mol; d. −7,77 ∙ 103 kJ]

144

a

b

54 ARGOMENTA la formaldeide è un battericida e in soluzione acquosa trova largo impiego come disinfettante. l’associazione Internazionale per la Ricerca sul cancro (IaRc), dal 2004, ha inserito la formaldeide nell’elenco delle sostanze considerate cancerogene per la specie umana, poiché la molecola è in grado di interferire con i legami deboli presenti nel DNa e nelle proteine. a. Osserva l’immagine e rappresenta la molecola attraverso le formule di lewis. Ricordati che: il bianco è l’idrogeno; il grigio è il carbonio; il rosso è l’ossigeno. b. Facendo riferimento alla teoria VSePR, quale geometria assume la formaldeide?

55 CALCOLA E ARGOMENTA Nel XIX e nel XX secolo il cloroformio (chcl3), anche conosciuto come triclorometano, era usato in chirurgia come anestetico e in farmacologia negli sciroppi per la tosse. Oggi è stato sostituito da sostanze meno tossiche. a. Osserva l’immagine e scrivi la rappresentazione di lewis della molecola.

b. calcola la differenza di elettronegatività tra gli elementi, sapendo che: • Ecarbonio = 2,5 • Eidrogeno = 2,1 • Ecloro = 3,0 Dopo aver calcolato la differenza di elettronegatività tra gli atomi, sapresti ipotizzare la natura dei legami? c. che disposizione geometrica assume la molecola?

5 I legamI chImIcI

56 RAPPRESENTA completa le tabelle specificando il numero di legami che si formano tra gli elementi e la formula finale. Schema

Rappresentazione di Lewis

N° di legami

Formula

Schema

Rappresentazione di Lewis

h+h

O+O

h+c

h+c+N

h+N

O+c+O

h+O

cl + cl

N° di legami

Formula

57 RAPPRESENTA completa la tabella e poi inserisci gli elementi nella tavola periodica. Simbolo

Z

Rappresentazione di Lewis

IA 1

Configurazione elettronica

1

1

2 3

c

4

7

5 6

O

7

1

H

1,008 3

Li

VIII A 18 2 III A IV A V A VIA VIIA He 13 14 15 16 17 4,003

metalli semimetalli non metalli

II A 2 4

Be

5

11

Na

12

Mg

22,99 24,31 19

20

6

7

8

B

C

N

O

13

14

15

16

9

F

10

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

6,941 9,012

III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 21

K

Ca

Sc

37

38

39

22

Ti

23

V

24

25

Cr

26

Mn

27

Fe

Co

28

Ni

29

30

Cu

Al

Si

P

S

17

Cl

18

Ar

26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 31

Zn

Ga

48

49

32

33

Ge

34

As

35

Se

Br

52

53

36

Kr

39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80

Rb

Sr

Y

40

Zr

41

42

Nb

Mo

73

74

43

44

Tc

45

46

Ru

Rh

Pd

76

77

78

47

Ag

Cd

50

In

51

Sn

Sb

82

83

Te

I

54

Xe

85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 55

Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

Ta

104

105

75

W

Re

Os

106

107

108

Ir

79

80

Pt

Au

Hg

110

111

112

81

Tl

Pb

84

Bi

Po

85

At

86

Rn

132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222) 87

Fr

88

Ra

89

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

109

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

114

116

(289)

(292)

Fl

(223) 226,0 227,0 (261) (262) (263) (262) (265) (268) (269) (272) (285)

Lv

cl 9

58 ARGOMENTA Sul quaderno scrivi le rappresentazioni di lewis degli elementi del terzo periodo. Poi osserva la tabella e rispondi alle domande. Elementi

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

elettronegatività

0,9

1,2

1,5

1,8

2,1

2,5

3,0

Valore non assegnato

a. b. c. d.

Tra il sodio e l’argo, qual è l’elemento più stabile e perché? Quanti elettroni di valenza ha il sodio? In che modo il sodio può raggiungere la stabilità chimica? Sapresti spiegare perché all’argo non è stato assegnato alcun valore?

59 ARGOMENTA E IPOTIZZA Nel seguente schema della tavola periodica, scrivi nelle caselle i simboli corrispondenti agli elementi descritti qui sotto: • il metallo alcalino con Z > 11 e Z < 37; • l’alogeno con Z > 16 e Z < 18. a. Vista la posizione dei due elementi, quale tipo di legame puoi ipotizzare che si formi? b. Scrivi le reazioni che portano alla formazione dei due ioni. c. Rappresenta l’intero processo attraverso le formule di lewis. motiva la rappresentazione e la formula finale. d. Quanti elettroni di valenza hanno i due elementi? e. In che modo il metallo alcalino raggiunge la stabilità chimica?

IA 1 1

1

H

1,008 3

2 Li

VIII A 18 metalli semimetalli non metalli

II A 2 4

Be

2 III A IV A V A VIA VIIA He 13 14 15 16 17 4,003 5

11

3 Na

12

Mg

22,99 24,31

4

19

K

20

6

7

8

B

C

N

O

13

14

15

16

9

F

10

Ne

10,81 12,01 14,01 16,00 19,00 20,18

6,941 9,012

III B IV B V B VI B VII B 3 4 5 6 7 21

Ca

Sc

38

39

22

Ti

23

V

24

Cr

25

Mn

8 26

Fe

VIII B 9 10 27

Co

28

Ni

IB 11 29

Cu

II B 12 30

Al

Si

P

S

17

Cl

18

Ar

26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 31

Zn

Ga

48

49

32

Ge

33

As

34

35

Se

Br

52

53

36

Kr

39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 52,00 54,94 55,85 58,93 58,69 63,55 65,39 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80 37

5 Rb

Sr

Y

40

Zr

41

42

Nb

Mo

73

74

43

Tc

44

45

46

Ru

Rh

Pd

76

77

78

47

Ag

Cd

In

50

51

Sn

Sb

82

83

Te

I

54

Xe

85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 55

6 Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

Ta

104

105

75

W

Re

Os

106

107

108

Ir

79

80

Pt

Au

Hg

110

111

112

81

Tl

Pb

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

132,9 137,3 138,9 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222) 87

7 Fr

88

Ra

89

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

109

Mt

Ds

Rg

Cn

(223) 226,0 227,0 (261) (262) (263) (262) (265) (268) (269) (272) (285)

114

116

(289)

(292)

Fl

Lv

145

Rendere le città e gli insediamenti umani inclusivi, sicuri, duraturi e sostenibili 11.6 Entro il 2030, ridurre l’impatto ambientale negativo pro-capite delle città, prestando particolare attenzione alla qualità dell’aria e alla gestione dei rifiuti urbani e di altri rifiuti

VIDEO

Ideonella sakaiensis 201-F6 Jons Jacob Berzelius conia il termine polimero: una macromolecola costituita da un gran numero di gruppi molecolari detti monomeri uguali o diversi, uniti a formare una catena ad alto peso molecolare. Il processo attraverso cui si forma la macromolecola è chiamato polimerizzazione. La diversa disposizione spaziale dei monomeri conferisce proprietà chimico-fisiche differenti a ciascun prodotto. polimerizzazione n monomero

polimero

Il polietene (PE), per esempio, è il polimero più semplice: è costituito da una lunga catena di atomi di carbonio, ciascuno legato a due atomi di idrogeno. Questo materiale riveste un’importanza particolare nella produzione delle buste di plastica, delle bottiglie per lo shampoo, dei giocattoli per bambini e di molti altri prodotti d’uso comune. I primi studi sui polimeri risalgono alla seconda metà dell’Ottocento, a opera soprattutto di studiosi delle sostanze naturali, che si occupavano della struttura della gomma, della cellulosa, delle proteine e di altri composti organici. In questo settore l’Italia ha sempre ricoperto un ruolo importante: in particolare negli anni ’60 quando Giulio Natta sintetizzò il polipropilene isotattico, noto con il nome di Moplen, che gli permise di vincere il Nobel nel 1963. Fu una rivoluzione: molti oggetti in metallo furono completamente sostituiti dalla plastica, grazie alla maggiore leggerezza, alle buone proprietà di resistenza meccanica e alla facilità di lavorazione. Le materie plastiche dal punto di vista chimico sono polimeri che hanno le caratteristiche di un fluido e possono essere modellate alle alte temperature, mentre sono solide a temperatura ambiente. La plastica ha portato innegabili vantaggi che sono però andati a discapito dell’ambiente. Il PET (polietilentereftalato), per esempio, è il polimero che utilizziamo per i

contenitori dei cibi e per le bottiglie di plastica e ha un tempo di degradazione di 100 anni: si tratta di un periodo estremamente lungo, durante il quale il materiale staziona nell’ambiente come rifiuto. Tuttavia, nel marzo del 2016 alcuni scienziati giapponesi hanno identificato un batterio, battezzato Ideonella sakaiensis 201-F6, che può essere d’aiuto nello smaltimento del PET perché è capace di degradare quasi completamente un sottile film di PET dopo sei settimane alla temperatura di 30 gradi. In questi ultimi decenni, per tentare di risolvere i problemi di gestione dei rifiuti di plastica, la chimica si è orientata verso lo studio e la sintesi dei biopolimeri o bioplastiche (BP), strutture ottenute mediante processi biologici, che conferiscono al prodotto finale un’elevata biodegradabilità: questa è la proprietà per cui il materiale polimerico si decompone sotto l’azione di microrganismi, che lo riconoscono come fonte di composti organici. In altre parole, i polimeri biodegradabili sono il loro cibo. Il termine bioplastica è impiegato in diversi contesti con almeno tre significati diversi: • bio come l’origine rinnovabile delle materie prime impiegate; • bio per la biodegradabilità, che dipende dalla composizione e dalla struttura molecolare e non dall’origine delle materie prime impiegate; • bio per la biocompatibilità, cioè la capacità di venire a contatto con i fluidi e i tessuti del corpo umano senza procurare danni o rigetto.

LO SAPETE CHE…? • …se filtrassimo tutte le acque salate del mondo, scopriremmo che ogni kilometro quadrato contiene circa 46 000 microparticelle di plastica in sospensione. • … la produzione mondiale di fibre plastiche è cresciuta dai 2 milioni di tonnellate del 1950 ai 380 del 2015. • … alla fine del loro utilizzo le plastiche dismesse possono essere recuperate attraverso il riciclo meccanico, il riciclo chimico, oppure attraverso la termovalorizzazione, processo con cui si recupera l’energia in esse contenuta.

146

5 I legamI chImIcI

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 Il monossido di carbonio (cO) ha un’energia di legame di 1074 kJ/mol. l’energia necessaria per separare i due atomi è: A 1,78 · 10−18 J/legame B 1,78 · 10−21 J/legame C 1,78 · 10−24 J/legame D 1,07 · 10−18 J/legame

2 Qual è il simbolo di lewis corretto? A B C D

ciascun elemento, l’etene (c2h4) corrisponde a: H C A H H

C C

C C H

H H

H H

B H H

D H H

He He Ca Al

3 Qual è la natura del legame tra azoto e idrogeno nella molecola d’ammoniaca (Nh3)? A covalente polare. B Ionico puro. C covalente puro. D Dativo.

È un legame covalente polare e si forma il composto cacl2. È un legame ionico e si forma il composto cacl. È un legame ionico e si forma il composto ca2cl. È un legame ionico e sono presenti gli ioni ca2+ e 2cl−.

5 Nell’unità formula dell’ossido di alluminio (al2O3), quali sono gli ioni presenti? A 2al3− e 3O2+ B al3+ e O2−

C C H

C C

H H

H H

VERIFICA INTERATTIVA

11 Qual è la geometria della molecola hcN? A B C D

Tetraedrica. lineare. Bipiramidale trigonale. Trigonale planare.

12 Per la teoria VSePR la molecola del cloroformio (chcl3) ha

4 Qual è la natura del legame tra calcio (ca) e cloro (cl)? A B C D

10 Facendo riferimento alle formule di lewis di

C 2al3+ e 3O2− D 3al2+ e 2O3−

6 Il tetracloruro di carbonio (ccl4) è formato da: A quattro legami covalenti polari semplici tra carbonio e cloro. B un legame covalente polare quadruplo tra carbonio e cloro. C tre legami covalenti polari semplici e un legame dativo tra carbonio e cloro. D due legami covalenti polari semplici e un legame covalente polare doppio tra carbonio e cloro.

7 Individua l’unica affermazione corretta relativa alla molecola dell’acido cianidrico (hcN). A Tra c ed N è presente un legame dativo. B Tra N e h è presente un legame covalente polare semplice. C Tra c ed N è presente un legame covalente polare doppio. D Tra c ed N è presente un legame covalente triplo.

8 Nella molecola h2SO3: A tra un atomo di ossigeno e l’atomo di zolfo è presente un legame covalente polare doppio. B tra un atomo di ossigeno e l’atomo di zolfo è presente un legame dativo in cui l’ossigeno è il donatore. C tra un atomo di ossigeno e l’atomo di zolfo è presente un legame dativo in cui lo zolfo è il donatore. D tra lo zolfo e un atomo di idrogeno è presente un legame covalente polare semplice.

9 la molecola dell’acetilene (c2h2) è caratterizzata da un legame covalente puro: A tra i due atomi di carbonio. B doppio tra i due atomi di carbonio. C semplice tra i due atomi di carbonio. D semplice tra un atomo di carbonio e un atomo di idrogeno.

una geometria: A trigonale planare. B bipiramidale trigonale. C ottaedrica. D tetraedrica.

13 In quale molecola è presente un legame dativo? A SO2 B SO3

C cl2O D hclO2

14 Qual è la molecola che ha una geometria ottaedrica? A B C D

SF6 PF5 Ph3 cO2

15 l’argo non reagisce facilmente perché ha: A B C D

8 elettroni in totale. 8 elettroni di valenza. 18 elettroni in totale. 18 elettroni di valenza.

16 Per valori di differenza di elettronegatività pari a ∆E = 0, si formerà un legame: A idrogeno. B covalente puro. C covalente polare. D metallico.

17 Il legame ionico è: A fondamentale, debole e intramolecolare; si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9 e quando tra i due atomi c’è un trasferimento di elettroni di valenza. B fondamentale, forte e intermolecolare; si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9 e quando tra i due atomi c’è un trasferimento di elettroni di valenza. C fondamentale, forte e intramolecolare; si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9 e quando tra i due atomi c’è un trasferimento di elettroni di valenza. D fondamentale, forte e intramolecolare; si instaura quando la differenza di elettronegatività è minore di 1,9 e quando tra i due atomi c’è un trasferimento di elettroni di valenza.

147

CAPITOLO

6

CONTENUTI

Le forze intermolecolari e gli stati fisici della materia 1 Le forze intermolecolari 2 Le proprietà dello stato gassoso 3 Le proprietà dei liquidi 4 Le proprietà e la classificazione dei solidi 5 I diagrammi di fase

1

Le forze intermolecolari

Le molecole degli elementi formate da atomi uguali, uniti con legame covalente puro, si trovano in genere allo stato gassoso: ossigeno, idrogeno, cloro, fluoro, azoto possono muoversi liberamente perché non presentano alcun legame tra le molecole. Quando le stesse molecole, o altre simili, si trovano allo stato liquido o solido, esistono delle forze di coesione di natura elettrostatica che riescono a creare legami secondari, permanenti o momentanei, tali da trattenere le molecole impedendo loro di allontanarsi le une dalle altre. Queste forze dipendono dalle molecole che interagiscono, dalla loro forma e soprattutto dalla loro struttura elettronica, poiché tutti i legami chimici sono di natura elettrica. Possono così manifestarsi attrazioni elettrostatiche: • tra molecole polari; • tra molecole non polari; • tra un atomo di idrogeno di una molecola e un atomo elettronegativo di un’altra. Nei primi due casi, le forze che generano legami deboli tra dipoli permanenti e/o istantanei vanno sotto il nome di forze di van der Waals. Nel terzo caso si parla di legame a idrogeno (Figura 1). FORZE (o LEGAMI) INTERMOLECOLARI

Forze dipolo-dipolo

148

Forze di dispersione di London

Legami a idrogeno

← Figura 1

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

Interazioni tra molecole polari Legami dipolo-dipolo L’interazione tra tutte le molecole elettricamente neutre ma polari, cioè caratterizzate dalla presenza di dipoli permanenti, genera un tipo di legame elettrostatico che prende il nome di legame dipolo-dipolo. Le forze dipolo-dipolo sono legami intermolecolari che agiscono tra i poli opposti di molecole polari.

ENGLISH

forze dipolo-dipolo dipole forces

Quando due molecole polari sono vicine si orientano spontaneamente in modo da avere la parte positiva di una accanto alla parte negativa dell’altra. Il legame elettrostatico tra molecole polari è molto più debole di quello che intercorre tra gli ioni di un composto, perché non coinvolge intere cariche elementari (come catione-anione), ma solo le cariche elettriche parziali δ+ e δ− (Figura 2a). Per esempio, il dimetilchetone (detto acetone, Figura 2b) è una sostanza organica formata da molecole polari, tra le quali si stabiliscono le forze di attrazione dipolo-dipolo.

δ+

molecola polare

a

δ–

δ+

δ–

b

← Figura 2

Le forze dipolo-dipolo (come le altre forze intermolecolari) determinano alcune proprietà fisiche delle sostanze. Per esempio, i punti di fusione e di ebollizione delle sostanze polari sono più alti di quelli delle sostanze apolari con massa molecolare simile, poiché le molecole polari sono legate tra loro più fortemente: la formaldeide (CH2O), che è polare, bolle a −19,5 °C, mentre l’etano (C2H6), che è una molecola apolare, bolle a −88 °C.

Legame ione-dipolo Quando buttiamo il sale nell’acqua per preparare la pasta, i cristalli di NaCl sono circondati dalle molecole d’acqua e si sciolgono, o meglio, si dissociano. Le molecole d’acqua (polari) circondano gli ioni del sale (Na+ e Cl−), orientandosi a seconda della carica elettrica. Questa interazione secondaria prende il nome di solvatazione (Figura 3).

H

O

H δ–

dipolo elettrico

H O Na+ –

Cl

–

+

+

–

–

+

+

–

H δ+ O H

+

δ+ H H O

δ– solvatazione o idratazione

← Figura 3

149

Interazioni tra molecole non polari Quando molecole non polari si trovano le une vicino alle altre, il continuo movimento di elettroni può dare luogo a una distribuzione di carica non uniforme: si generano così dei dipoli istantanei che a loro volta possono indurre una separazione di carica negli atomi vicini (Figura 4). I dipoli istantanei si orientano in modo tale da favorire la reciproca attrazione elettrostatica tra zone cariche di segno opposto; le forze che si manifestano sono chiamate forze di London (o forze di dispersione).

ENGLISH

• forze di dispersione dispersion forces

• forze di London London forces

elettrone

δ– δ–

δ+

δ–

δ+

δ+

dipolo istantaneo

dipolo indotto

dipolo indotto

← Figura 4

Le forze di dispersione o forze di London sono forze intermolecolari causate da fluttuazioni momentanee nella distribuzione degli elettroni all’interno degli atomi e delle molecole. Numero atomico 2 10 18 36 54 Temperatura di ebollizione (°C)

L’intensità delle forze di dispersione dipende dalle dimensioni degli atomi: è più facile distorcere, cioè polarizzare, la distribuzione elettronica di atomi con molti elettroni o con elettroni distanti dal nucleo. Le forze di dispersione sono le uniche forze che agiscono fra gli atomi degli elementi del gruppo VIIIA (18) quando questi si trovano allo stato solido e liquido. Sono forze molto deboli e perciò i punti di fusione e di ebollizione di questi elementi sono estremamente bassi (Figura 5). Tali forze, anche se molto deboli, influenzano il comportamento delle sostanze non polari: per esempio, se non esistessero le interazioni tra molecole non polari, non sarebbe possibile trasformare un gas in liquido (liquefazione) oppure non potremmo mantenere per un certo tempo la naftalina allo stato solido poiché passerebbe subito allo stato aeriforme (sublimazione).

–100

Xe

–120 –140

Kr

–160 –180

Ar

–200 –220 –240 –260

Ne He

↑ Figura 5

Il legame a idrogeno Questo legame si forma ogni volta che una molecola costituita da un atomo d’idrogeno legato a un atomo elettronegativo si trova vicino a un’altra molecola, uguale o diversa, che contiene un atomo fortemente elettronegativo, come ossigeno, azoto e fluoro (Figura 6). H H F

H F

H O

H O

H

H acqua

H N

H H

H

N H

ammoniaca

Il legame a idrogeno è il legame intermolecolare che si stabilisce tra molecole in cui è presente un atomo di idrogeno legato a un atomo piccolo e molto elettronegativo come ossigeno, azoto e fluoro. La carica parziale positiva δ+ dell’idrogeno è concentrata su una piccolissima massa e possiede, quindi, un’elevata capacità d’interazione nei confronti di altre molecole

150

← Figura 6 ENGLISH

legame a idrogeno hydrogen bond

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

nelle quali si trovano cariche negative o doppietti elettronici. L’atomo di idrogeno si dispone in modo da unire in linea retta l’atomo elettronegativo della molecola vicina. Si instaura così tra le due molecole un legame secondario che, proprio a causa della elevata concentrazione della carica dell’idrogeno, è più forte di un normale legame dipolo-dipolo, anche se più debole di un legame covalente. Nella molecola d’acqua, per esempio, il legame O−H è fortemente polarizzato; di conseguenza l’atomo di idrogeno, impoverito del suo elettrone, può interagire fortemente con una coppia di elettroni posti sull’atomo di ossigeno di un’altra molecola. Si forma così un legame a idrogeno, in cui l’atomo H agisce da “ponte” tra due molecole (Figura 7). Il legame a idrogeno determina molte proprietà fisiche dell’acqua, a partire dalla disposizione delle molecole nello stato solido. Quando l’acqua solidifica e diventa ghiaccio, i legami a idrogeno formano una struttura cristallina regolare che dà origine alla simmetria esagonale dei cristalli di neve (Figura 8a). La struttura presenta delle cavità, per questo il ghiaccio ha densità minore dell’acqua e galleggia sul liquido (Figura 8b).

legame a idrogeno

↑ Figura 7

a

b

↑ Figura 8 osserva il valore dell’acqua

150

← Figura 9

Temperatura (°C)

H2O Il legame a idrogeno è quindi responsabile 100 di molte proprietà fisiche dei composti. Il grafico in Figura 9 riporta i punti di ebol50 H2Te lizione di alcuni composti binari dell’idro0 H2Se geno con gli elementi dei gruppi IVA (14) e –50 SnH4 VIA (16). In generale, la temperatura di H2S ebollizione aumenta al crescere della –100 GeH4 SiH4 massa molecolare, perché aumentano le –150 forze di dispersione. L’acqua fa eccezione CH4 –200 a questo andamento generale poiché ha 0 50 100 150 una temperatura di ebollizione molto più Massa molecolare (g/mol) alta di quella che ci si aspetterebbe in base alla sua massa molecolare. Ciò è dovuto al fatto che le interazioni fra le molecole d’acqua sono molto intense per effetto dei legami a idrogeno, perciò è necessaria molta energia per allontanare le molecole le une dalle altre. L’acqua ha anche punto di fusione, calore specifico e calore di vaporizzazione elevati; ognuna di queste proprietà indica che le interazioni tra le molecole d’acqua sono molto forti.

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 che cosa sono le forze di van der Waals? 2 che cos’è un dipolo permanente? e un dipolo indotto? 3 descrivi il legame a idrogeno.

151

2

Le proprietà dello stato gassoso

I gas non hanno né forma né volume propri; si espandono occupando tutto lo spazio disponibile e possono essere compressi (Figura 10a). In questo stato fisico, le particelle che costituiscono la materia sono in continuo e disordinato movimento, tanto distanti le une dalle altre che le forze di interazione possono essere considerate nulle. A causa degli urti continui con le altre molecole del gas, la traiettoria di ogni molecola è caratterizzata da percorsi a zig zag (Figura 10b). Nei gas ideali, gli urti sono perfettamente elastici, cioè non comportano perdita di energia. a

b

← Figura 10

Ricordiamo brevemente alcune importanti proprietà dei gas: • assumono la forma del recipiente e ne occupano tutto il volume; • sono comprimibili; • sono fluidi; • diffondono velocemente, perciò scorrono facilmente; • si mescolano fra loro in tutte le proporzioni. Si chiama gas ideale (o anche gas perfetto) un gas costituito da particelle:

• puntiformi, che occupano cioè un volume trascurabile rispetto a quello del contenitore in cui si trovano;

• tra le quali non sono presenti forze di attrazione o repulsione. Il comportamento di un gas ideale può essere descritto con l’equazione di stato dei gas ideali, una legge sperimentale che collega tra loro le quattro variabili di stato dei gas (pressione, volume, temperatura, quantità di materia):

Equazione di stato dei gas ideali pV = nRT

ENGLISH

gas ideale ideal gas

R è la costante universale dei gas e può essere espressa mediante diverse unità di misura: Pa · m 3 J atm ·L R = 0,0821 _____ = 8,314 ______ = 8,314 _____ mol · K mol · K mol · K IN DIGITALE

A basse pressioni e a elevate temperature, i gas reali si comportano come un gas ideale; in queste condizioni valgono le leggi di Boyle, Charles e Gay-Lussac.

152

In più Le leggi dei gas

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

Invece, ad alte pressioni e a basse temperature si riscontrano sperimentalmente consistenti deviazioni da quanto previsto da queste leggi poiché: • il volume delle molecole non è trascurabile rispetto al volume occupato dal gas e quindi non può essere considerato uguale a zero; • le forze intermolecolari non sono nulle.

L’equazione di van der Waals per i gas reali I gas reali si comportano in modo ideale in condizioni di pressione e temperatura prossime a quelle ambientali. Viceversa, ad alte pressioni (p > 10 atm) e/o a basse temperature, le leggi di Boyle, Charles, Gay-Lussac e l’equazione dei gas ideali non sono più valide: le particelle hanno meno spazio per muoversi e iniziano a interagire formando temporanei legami intermolecolari. Il grado di libertà delle particelle si riduce e il gas assume un comportamento anomalo, lontano dall’idealità. Per capire se un gas reale si avvicina al comportamento ideale oppure se ne discosta possiamo usare il fattore di comprimibilità Z.

ENGLISH

gas reale real gas

I gas reali possono esprimere attrazioni e repulsioni tra le particelle, cioè forze legate all’azione delle interazioni intermolecolari. Il fattore di comprimibilità Z è una misura della natura e del risultato di tali forze. pV Z = ____ nRT Sono possibili tre situazioni differenti (Figura 11): • Z = 1, il gas reale ha un comportamento ideale; • Z > 1, la pressione effettiva del gas reale è superiore a quella del gas ideale, cioè preale > pideale. In questo caso, le particelle di gas reale hanno un minor volume a disposizione rispetto a quelle del gas ideale perché l’ingombro delle stesse diventa significativo: lo spazio a disposizione per muoversi si riduce. Di conseguenza, il numero di urti nell’unità di tempo sulle pareti del recipiente, cioè la pressione, aumenta; • Z < 1, la pressione del gas reale è inferiore a quella del gas ideale, cioè preale < pideale. Le particelle interagiscono fra loro attraverso forze di attrazione e determinano la diminuzione del fattore di comprimibilità.

–50°C

Z

1,5

gas ideale

1,0

0,5

0

Z>1

prevalenza del volume delle molecole

prevalenza delle forze di attrazione delle molecole

Z=1

Z 1 prevale l’effetto dovuto alle caratteristiche fisiche delle particelle; • se Z < 1 prevale l’effetto dovuto alle attrazioni tra particelle.

153

Queste considerazioni ci fanno capire perché gli ingegneri e i chimici, quando lavorano con i gas a pressioni elevate e a basse temperature, non utilizzano l’equazione dei gas ideali per prevederne il comportamento. Utilizzano invece l’equazione di van der Waals (dal nome dello scienziato olandese che per primo prese in considerazione le forze tra le molecole di un gas, 1837-1923, Figura 12), che è usata comunemente per descrivere il comportamento dei gas reali. Per tenere conto del volume molecolare e delle forze intermolecolari, l’equazione possiede due costanti: a rappresenta la correzione per le attrazioni tra le molecole, e b, anche chiamata covolume, contiene la correzione per il volume delle molecole. Le costanti a e b hanno valori specifici per ogni gas e diventano più grandi all’aumentare della massa molecolare: molecole grandi e con grande massa, non solo hanno volumi grandi, ma danno anche interazioni più forti e significative.

↑ Figura 12

correzione per le attrazioni tra le molecole

nRT p = _____

V – nb

–

an ___ 2

V

2

correzione per il volume delle molecole (covolume)

Le unità di misura di a e di b che useremo in questo libro sono rispettivamente: • a → atm · L2/mol2 • b → L/mol Il volume a disposizione è quindi ridotto di un fattore nb, che rappresenta il volume minimo occupato da n moli di gas; allo stesso tempo, la pressione è diminuita dalle interazioni fra coppie di molecole, che dipendono dal quadrato della loro concentrazione (n/V). L’equazione si può scrivere anche nel seguente modo:

Equazione di van der Waals a n2 (V − nb) = nRT p + ___ V2 )

(

Effusione dei gas e legge di Graham Il passaggio di un gas da un recipiente a un altro in cui c’è il vuoto, attraverso un piccolo foro o un setto poroso, è chiamato effusione (Figura 13). A una data temperatura, le molecole più leggere effondono a velocità maggiore delle molecole più pesanti (che in media si muovono più lentamente); il fenomeno è regolato da una legge che porta il nome del chimico scozzese Thomas Graham (1805-1869, Figura 14), che l’ha scoperta nel XIX secolo.

ENGLISH

effusione effusion

↑ Figura 13 Legge di Graham A temperatura costante, la velocità di effusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare: k _ veffusione = _______ √ MM

154

↑ Figura 14

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

Il rapporto tra la velocità di effusione di un gas A e quella di un gas B è dunque dato dalla seguente relazione, che può essere utilizzata per calcolare la massa molare delle sostanze gassose: vA __ = vB

_____

MM √ MM

B ____ A

L’effusione può essere sfruttata, per esempio, per separare gli isotopi di un elemento: facendo passare un composto gassoso formato da diversi isotopi attraverso un setto poroso, le molecole dell’isotopo più leggero effluiscono più velocemente. Durante la Seconda guerra mondiale, questa tecnica fu utilizzata nella costruzione della bomba atomica sganciata su Hiroshima per separare e concentrare l’uranio-235 (presente per meno dell’1% nella miscela isotopica naturale) dall’uranio-238. Fai attenzione! Non confondere l’effusione con la diffusione, il processo in cui le molecole si spostano in base a un gradiente (cioè una differenza) di concentrazione, fino a che la concentrazione non diventa uniforme in tutto il volume.

PROBLEMA SVOLTO

1 Calcolare la massa molare a partire dal tempo di effusione Calcola la massa molare di un clorofluorocarburo (in sigla, CFC), sapendo che 30 mL di questo gas effondono attraverso un setto poroso in 263 s, mentre lo stesso volume di idrogeno (H2), nelle stesse condizioni, effonde in 32 s. RISOLVI

Dati

Incognite

V = 30 mL tcfc = 263 s

mmcfc = ?

tidrogeno = 32 s conosci il tempo di effusione, non le velocità di effusione dei due gas; perciò non puoi applicare direttamente l’equazione di graham. La velocità è inversamente proporzionale al tempo che ogni gas impiega per effondere; quindi, puoi scrivere: vidrogeno ______ = vcfc

i cfc sono stati a lungo utilizzati come fluido refrigerante nei cicli frigoriferi a compressione.

_________

√ mm

tcfc mm cfc _________ = ______ tidrogeno

idrogeno

da qui, puoi ricavare la formula della massa molare incognita in funzione delle grandezze che conosci: mm cfc _________ = mm idrogeno

tcfc ______

2

( tidrogeno )

da cui: 2

tcfc mm cfc = ______ mm idrogeno ( tidrogeno )

Calcola inserisci nell’equazione i valori noti: mm cfc =

263 s _____

2

( 32 s )

g g · 2,02 ____ ≅ 136 ____ mol mol

il risultato, con il corretto numero di cifre significative, è 1,4 · 102 g/mol.

155

Controlla il risultato L’unità di misura del risultato ottenuto è g/mol, come ci si aspetta per una massa molare. inoltre, il valore ottenuto per il cfc è molto più grande della massa molare dell’idrogeno, in accordo con i tempi (e le velocità) di effusione. (il clorofluorocarburo potrebbe essere il triclorofluorometano, ccl3f, noto anche come freon-11).

FAI PRATICA

2 Calcola la massa molare di un gas incognito sapendo che il suo tempo di effusione è di 7 minuti, mentre il tempo di effusione dell’idrogeno è di 3 minuti.

[11 g/mol]

I miscugli gassosi I gas, in genere, sono miscugli di gas diversi. L’aria secca, per esempio, è un miscuglio di azoto, ossigeno, argon e pochi altri gas presenti in tracce. In un miscuglio gassoso, ogni gas esercita una pressione parziale che è una frazione della pressione totale, indipendentemente dalla presenza di tutti gli altri gas.

ENGLISH

pressione parziale partial pressure

La pressione parziale di un gas in un miscuglio è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo tutto il volume del miscuglio alla stessa temperatura. Nel 1807 John Dalton (1766-1844, Figura 15) scoprì che un miscuglio di gas che non reagiscono tra loro si comporta come un unico gas e formulò la seguente legge:

Legge di Dalton La pressione totale di un miscuglio gassoso è uguale alla somma delle pressioni parziali dei suoi componenti: Ptotale = pA + pB + pC + …

↑ Figura 15

Osserviamo la Figura 16, in cui è rappresentato un apparato sperimentale utile per dimostrare la legge di Dalton: se si mescola l’azoto del primo recipiente (Figura 16a) con l’ossigeno del secondo recipiente (Figura 16b) in un recipiente che ha lo stesso volume (Figura 16c) alla stessa temperatura, si può verificare che la pressione totale del miscuglio è uguale alla somma delle pressioni parziali dei due gas.

1L azoto

1L ossigeno

1L miscuglio

186 mmHg

93 mmHg

279 mmHg

a

b

c

Per un dato componente del miscuglio gassoso, si chiama frazione molare χ (lettera “chi” dell’alfabeto greco) il rapporto tra le sue moli e le moli totali del miscuglio: nA nA χ A = ___________ = ____ nA + nB + nC + … ntotali

156

← Figura 16

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

La pressione parziale di ogni componente è data dal prodotto della sua frazione molare per la pressione totale del miscuglio: pA = χA · Ptotale La frazione molare, essendo un rapporto tra moli, è una grandezza adimensionale, cioè priva di unità di misura. La somma delle frazioni molari dei componenti di un miscuglio è uguale a 1. Per un miscuglio di due componenti (A e B), allora vale la relazione: nB nA + _____ =1 χA + χB = _____ nA + nB nA+ nB

Pressione parziale di un componente i-esimo di un miscuglio gassoso pi = χi · Ptotale

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare la pressione parziale di un gas in un miscuglio Per evitare la narcosi da azoto, detta anche “ebbrezza da alti fondali”, un sub sceglie per le sue bombole un miscuglio di 141,0 g di ossigeno e 66,45 g di elio. La pressione totale all’interno della bombola è 50,0 atm. Calcola la pressione parziale dell’ossigeno. RISOLVI

Dati

Incognite

mossigeno = 141,0 g melio = 66,45 g

possigeno = ?

Ptotale = 50,0 atm conosci la massa di ciascun gas; anzitutto devi calcolare le moli di ogni gas e poi le moli totali. Quindi puoi determinare la pressione di ogni componente del miscuglio gassoso applicando la seguente formula: ni  · Ptotale = χ i · Ptotale pi = _____ ntotale

Calcola 1. determina la quantità di ossigeno e di elio (in moli): 141,0 g m nossigeno = ____ = ____________ = 4,406 mol mm 32,00 g/mol 66,45 g m nelio = ____ = ____________ = 16,60 mol mm 4,003 g/mol 2. calcola le moli totali nel miscuglio: ntotali = 4,406 mol + 16,60 mol = 21,01 mol 3. determina le frazioni molari di ossigeno ed elio nel miscuglio: 4,406 mol χ ossigeno = __________ = 0,2097 21,01 mol 16,60 mol χ elio = __________ = 0,7901 21,01 mol 4. calcola la pressione parziale dell’ossigeno: possigeno = χossigeno · Ptotale = 0,2097 · 50,0 atm = 10,5 atm

157

Controlla il risultato La somma delle frazioni molari di ossigeno ed elio vale 0,2097 + 0,7901 = 1; il calcolo effettuato è dunque corretto. La pressione parziale dell’ossigeno è circa 1/5 della pressione totale, in linea con il valore nell’aria secca.

FAI PRATICA

4 Il miscuglio gassoso di una bombola per immersioni contiene una frazione molare

di ossigeno pari a 0,050. Quale deve essere la pressione totale, affinché la pressione parziale dell’ossigeno sia 0,21 atm? [4,2 atm]

Condensazione dei gas Lo stato fisico di una sostanza dipende in gran parte dal “bilancio” fra l’energia cinetica delle sue particelle e l’energia con cui le particelle si attraggono. L’energia cinetica, che dipende dalla temperatura, tende a mantenere le particelle a distanza e in movimento, mentre le forze di attrazione tendono ad avvicinarle. Un gas può essere portato allo stato liquido sia per raffreddamento sia per compressione (Figura 17): il propano, per esempio, è un gas a temperatura ambiente, ma diventa liquido se è compresso ad alta pressione.

raffreddamento (o compressione)

riscaldamento

← Figura 17 Per ogni gas esiste una temperatura critica al di sopra della quale il gas non può diventare liquido, qualunque sia la pressione che viene applicata, poiché in questa condizione l’energia delle particelle è talmente elevata da vincere comunque le forze di attrazione; per questo il gas non condensa. Per esempio, l’ammoniaca (NH3) ha una temperatura critica di circa 133 °C; a temperatura ambiente, può essere liquefatta e conservata in recipienti di acciaio sotto pressione. Invece, l’idrogeno ha una temperatura critica di circa –240 °C: per essere liquefatto mediante compressione deve prima essere raffreddato al di sotto di questa temperatura. Possiamo allora distinguere tra gas e vapori:

• un gas è un aeriforme che si trova a una temperatura superiore alla propria temperatura critica. È il caso, per esempio, di ossigeno e azoto a temperatura ambiente; • un vapore è un aeriforme che si trova a una temperatura inferiore alla propria temperatura critica, come l’acqua a 100 °C. Il vapor d’acqua è, appunto, un vapore perché per effetto dei legami a idrogeno, questa sostanza ha una temperatura critica molto alta rispetto ad altre sostanze di piccola massa molecolare. La temperatura critica dell’acqua è circa 374 °C; al di sopra di tale temperatura, l’acqua non può esistere come liquido, per quanto alta sia la pressione a cui è sottoposta.

158

PREPARATI ALLA VERIFICA 4 Un gas effonde a velocità maggiore di un altro gas; che cosa puoi affermare sulle rispettive masse molari? 5 si introduce ossigeno (o2) in un recipiente che contiene azoto (n2). se la temperatura e il volume non subiscono variazioni, che cosa puoi dire sulla pressione dell’azoto?

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

3

Le proprietà dei liquidi

Lo stato di aggregazione più complesso da descrivere è quello liquido: l’acqua, l’alcol, l’acetone e tutti gli altri liquidi sono caratterizzati dall’avere un grado di ordine delle particelle intermedio tra quello dei solidi (caratterizzati da un ordine quasi perfetto) e quello degli aeriformi (in cui il disordine è totale). Tale stato di ordine è definito a breve raggio perché non si estende che a poche molecole adiacenti a quella considerata. Nei liquidi le particelle sono soggette a forze di coesione che ne limitano il movimento (Figura 18a): per lo più esse scorrono le une sulle altre. L’intensità della forza che intercorre tra esse fa sì che ci sia una superficie ben definita, sebbene nessun liquido sia caratterizzato da alcuna rigidità. I liquidi presentano le seguenti proprietà (Figura 18b): • hanno densità maggiore rispetto agli aeriformi (gas e vapore); a parità di volume, pressione e temperatura nei liquidi ci sono più particelle rispetto ai gas; • sono poco comprimibili; non è possibile avvicinarne ulteriormente le particelle anche se li si sottopone a pressioni elevate. Per questo motivo si dice che, insieme a i solidi, i liquidi formano i due stati condensati della materia; • sono in grado di diffondere; le particelle possono spostarsi da un punto all’altro della massa del liquido. I liquidi diffondono più lentamente rispetto ai gas perché il movimento delle particelle è rallentato dalle forze di coesione e dal minor spazio a disposizione tra le stesse; • sono in grado di fluire; per questa caratteristica, gas e liquidi sono anche detti fluidi.

a

b

← Figura 18

Vediamo brevemente alcune proprietà tipiche dello stato liquido mettendole in relazione con le caratteristiche delle loro particelle.

Viscosità È la resistenza che le particelle di un fluido (liquido e gas) manifestano allo scorrimento delle une sulle altre. Questa proprietà dipende sia dalle dimensioni delle particelle del liquido (più sono grandi e di forma complessa, più lentamente si muovono) sia dalle forze di coesione che le tengono unite (più sono intense a b le attrazioni tra le particelle, più lo scorrimento è “frenato”). Un liquido ad alta viscosità scorre lentamente e si dice viscoso: il miele e la linfa delle piante (Figura 19a) sono liquidi viscosi, ma meno del bitume e del vetro fuso (Figura 19b).

↓ Figura 19

159

La viscosità è influenzata principalmente dalla temperatura: all’aumentare della temperatura, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle, le quali, di conseguenza, si possono allontanare le une dalle altre diminuendo l’attrito interno e favorendo lo scorrimento. La correlazione tra viscosità e temperatura è molto importante, per esempio, nella formulazione degli oli per motore (Figura 20), che lavorano a temperature molto elevate ma, al contempo, non devono diventare eccessivamente viscosi a temperatura ambiente o a basse temperature.

Capillarità È l’insieme di fenomeni che si osservano in un liquido quando si trova all’interno di un tubo capillare (cioè un tubo a sezione molto sottile). La capillarità è un fenomeno che dipende dall’entità delle forze di coesione presenti nel liquido rispetto alle forze di adesione che si stabiliscono fra il liquido e la superficie solida delle pareti del capillare (Figura 21). Il fenomeno è tanto più evidente quanto più è ridotta la sezione del capillare. menisco concavo

in un liquido come l’acqua, le forze di adesione prevalgono sulle forze di coesione; il liquido risale lungo le pareti del tubicino (si dice che “bagna le pareti”) e forma una superficie concava.

menisco convesso

↑ Figura 20

← Figura 21

in un liquido come il mercurio, le forze di coesione prevalgono sulle forze di adesione; il liquido non risale lungo le pareti interne del tubicino e forma una superficie convessa.

Tensione superficiale Perché è così doloroso prendere una panciata sbagliando un tuffo di testa? Per quale ragione è possibile riempire un bicchiere leggermente oltre l’orlo senza far traboccare l’acqua oppure far rimbalzare un sasso piatto su un lago (Figura 22)? Tutti i liquidi hanno una superficie netta e definita che li separa da un altro mezzo. Una misura della tenuta della superficie liquida è la tensione superficiale. La tensione superficiale è la forza che agisce tra le particelle lungo la superficie di separazione tra il liquido e il mezzo con cui è in contatto (gas, liquido, solido) ed è definita come l’energia che occorre fornire per aumentare l’area superficiale di un liquido di una unità (per esempio di 1 m2). La tensione superficiale dipende dalle forze di coesione tra le particelle del liquido: una particella collocata all’interno del liquido è soggetta all’attrazione di tutte le altre che la circondano e si trova in equilibrio, mentre una particella sulla superficie è attratta soprattutto da quelle sottostanti.

160

↑ Figura 22 ENGLISH

tensione superficiale surface tension

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

È possibile intuire come quest’azione renda massimo il numero di particelle dentro il liquido e minimo sulla superficie, e come tale azione possa talvolta far assumere ai liquidi una forma sferica o tondeggiante (Figura 23). I liquidi che hanno un’elevata tensione superficiale faticano di più a stendersi su una superficie: quando si versa dell’acqua sul tavolo, si formano delle gocce sferiche e quando si rompe un termometro a mercurio è possibile osservare una serie di palline sparse sul pavimento (Figura 24).

← Figura 23 Per intervenire sulla tensione superficiale è possibile agire in diversi modi: per esempio, il sapone e l’acqua calda sono usati per lavarsi le mani e pulire i vestiti perché l’uso di detergenti e l’aumento della temperatura diminuiscono la tensione superficiale dell’acqua, che così può penetrare meglio nelle pieghe della pelle e nelle fibre dei vestiti. Per determinare la tensione superficiale di un liquido rispetto a un altro, si fa riferimento a questa formula:

↑ Figura 24

γ 1 _____ d ·h __ = 1 1 γ2

d2 · h2

dove: • γ1 e γ2 sono le tensioni superficiali del liquido in esame e di quello preso come riferimento; • d1 e d2 sono le rispettive densità; • h1 e h2 individuano l’innalzamento capillare dei due liquidi. In Tabella 1 sono riportare le tensioni superficiali di alcuni liquidi. Liquido

Formula

Tensione superficiale (N/m)

mercurio

Hg

48,9 · 10−2

acqua

H2o

7,3 · 10−2

glicerina

c3H5(oH)3

6,3 · 10−2

acetone

c3H6oH

2,4 · 10−2

etanolo

c2H5oH

2,2 · 10−2

← Tabella 1 tensione superficiale di alcuni liquidi.

PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare la tensione superficiale Calcola la tensione superficiale del toluene a 20 °C sapendo che la sua densità vale 0,86 g/mL e che l’innalzamento capillare è pari a 6,60 cm. Considera che i rispettivi valori per l’acqua sono 0,99 g/mL e 14,80 cm. Tieni inoltre presente che la tensione superficiale dell’acqua vale 7,3 · 10−2 N/m. RISOLVI

Dati

Incognite

dtoluene = 0,86 g/mL

dacqua = 0,99 g/mL

htoluene = 6,60 cm

hacqua = 14,80 cm

γtoluene = ?

γacqua = 7,3 · 10−2 n/m

161

Per risolvere questo problema puoi ricavare la tensione superficiale del liquido incognito dalla formula: d  · h γ toluene ____________ ______ = toluene toluene  → γ γ acqua

dacqua · hacqua

toluene

dtoluene · htoluene · γ acqua = ___________________ dacqua · hacqua

Calcola sostituisci i dati nella formula e determina la tensione superficiale del toluene:

γ toluene

g n 0,86 ___ · 6,60 cm · 7,3 · 10 −2 __ dtoluene · htoluene · γ acqua _____________________________ n mL m ___________________ =  =  = 0,028 __ dacqua · hacqua

g 0,99 ___ ∙ 14,80 cm mL

m

Fai attenzione! L’unità di misura della tensione superficiale è una forza su una distanza: n/m (nel si J/m2). come vedi, non è stato necessario convertire le unità di misura in metri poiché il loro rapporto è sempre lo stesso.

FAI PRATICA

6 Calcola la tensione superficiale di un liquido incognito a 20 °C, la cui densità è

1,5 volte superiore a quella dell’acqua e il cui innalzamento capillare è di 18,60 cm. Il liquido di riferimento è l’acqua, il cui innalzamento alla stessa temperatura è di [0,138 n/m] 14,80 cm e la cui tensione superficiale è 7,3 · 10−2 N/m.

VIDEO TUTORIAL

Evaporazione, condensazione ed ebollizione Perché le pozzanghere spariscono entro poche ore e il nostro corpo si rinfresca quando sudiamo dopo avere svolto un’attività fisica? Questi e altri fenomeni sono legati al fatto che le particelle sulla superficie dei liquidi possono evaporare, passando così allo stato aeriforme. L’evaporazione è il passaggio dallo stato liquido allo stato aeriforme che interessa solo le particelle che si trovano alla superficie del liquido.

ENGLISH

evaporazione evaporation or vaporization

Numero di particelle

Sappiamo che le particelle che si trovano vicino alla superficie di un liquido sono meno vincolate dalle forze di coesione rispetto a quelle che si trovano all’interno del liquido stesso. Di conseguenza, quando arrivano in superficie, le molecole più veloci hanno energia cinetica sufficiente per sfuggire dal liquido e passare allo stato aeriforme. L’evaporazione è tanto più rapida quanto più ampia è la superficie del liquido, perché aumentano le particelle che possono lasciare la fase liquida in ogni istante. Inoltre, l’evaporazione diventa più rapida al crescere della temperatura, perché aumenta l’energia cinetica media delle particelle. Nella Figura 25 è riportata la distribu- ↓ Figura 25 zione delle particelle di un liquido in funzione della loro energia; le curve sono due, blu e arancione, perché si rifetemperatura più bassa minima energia necessaria riscono a due temperature diverse. La linea tratteggiata T1 corrisponde all’energia minima necessaria per sfuggire alla superficie del liquido e passare alla fase aeriforme. Le temperatura aree colorate di azzurro e di giallo indicano la frazione di T2 più elevata particelle di liquido che possiedono tale energia. L’area gialla è maggiore dell’area azzurra, quindi possiamo dedurre che al crescere della temperatura aumentano le particelle che hanno energia cinetica sufficiente per laEnergia cinetica sciare il liquido.

162

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

La velocità di evaporazione di un liquido dipende anche dalla sua composizione. L’etanolo, per esempio, evapora più velocemente dell’acqua, perché le forze intermolecolari tra le molecole di etanolo sono più deboli. I liquidi che a temperatura ambiente evaporano facilmente (come etanolo e acqua) sono detti volatili; i liquidi che invece non evaporano facilmente (per esempio l’olio) sono detti non volatili. In un recipiente ben chiuso, l’acqua (o un altro liquido) non evapora completamente: le molecole che lasciano il liquido urtano le pareti del recipiente e la superficie del liquido e vengono “catturate” da quest’ultimo, rientrando nel liquido, cioè condensando. La condensazione è il passaggio di una sostanza dallo stato aeriforme allo stato liquido.

ENGLISH

condensazione condensation

Evaporazione e condensazione sono due processi opposti; in un recipiente chiuso, all’inizio dell’esperimento (Figura 26), l’evaporazione del liquido prevale sulla condensazione, ma a un certo punto si raggiunge una situazione detta di equilibrio dinamico, in cui la velocità di condensazione dell’aeriforme diventa uguale alla velocità di evaporazione del liquido. A partire da questo momento, in ogni istante, il numero delle particelle che lascia il liquido è uguale al numero di particelle che ritorna nel liquido; dato che la concentrazione delle particelle nell’aeriforme al di sopra del liquido rimane costante, di conseguenza rimane costante anche la pressione che esse esercitano sul liquido.

← Figura 26

velocità di evaporazione = velocità di condensazione

Si chiama pressione (o tensione) di vapore la pressione che il vapore di una sostanza esercita quando è in equilibrio con il suo liquido (Figura 27). Un vapore in equilibrio con il proprio liquido si dice saturo. A una data temperatura, i liquidi volatili hanno pressioni di vapore più elevate dei liquidi non volatili (Tabella 2). La pressione di vapore di un liquido aumenta al crescere della temperatura. Un liquido, quando evapora, assorbe energia dall’ambiente circostante, che inevitabilmente si raffredda. Il nostro organismo sfrutta l’evaporazione del sudore per raffreddare il corpo quando fa molto caldo o svolgiamo una intensa attività fisica. Al contrario, quando un vapore si trasforma in liquido, libera energia.

ENGLISH

pressione di vapore vapour pressure

pressione di vapore (è la pressione di equilibrio liquido-vapore)

↑ Figura 27

163

L’energia necessaria per portare dallo stato liquido a quello di vapore una certa quantità di materia è detta calore latente di vaporizzazione: il calore latente di vaporizzazione è la quantità di calore necessaria per far evaporare completamente 1 kg (oppure 1 g) di sostanza alla temperatura di ebollizione. Q=λ·m Se ci riferiamo a una mole di sostanza, allora possiamo definire il calore molare di vaporizzazione come l’energia necessaria a portare una mole di liquido allo stato aeriforme; si tratta di una grandezza caratteristica di ogni sostanza, perché dipende dall’intensità delle forze di coesione tra le particelle del liquido. Temperatura (°C)

Pressione di vapore (mmHG) acqua

etanolo

etere

0

4,6

12,2

185,3

20

17,5

43,9

442,2

40

55,3

135,3

921,1

60

149,4

352,7

1730,0

80

355,1

812,6

2993,6

100

760,0

1693,3

4589,4

← Tabella 2 Le pressioni di vapore a diverse temperature di acqua, etanolo, etere.

Quando riscaldiamo l’acqua in una pentola, il liquido evapora a velocità via via crescente al crescere della temperatura; quando la pressione di vapore dell’acqua diventa uguale alla pressione atmosferica ha inizio l’ebollizione. Alla pressione di 1 atm (o 101 325 Pa) l’acqua bolle a 100 °C, il mercurio a 357 °C e l’ossigeno a –183 °C.

ENGLISH

ebollizione boiling

La temperatura di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido diventa uguale alla pressione che agisce sulla sua superficie.

PREPARATI ALLA VERIFICA 6 in che modo cambia la tensione superficiale di un liquido se aumenta la temperatura?

A differenza dell’evaporazione, l’ebollizione coinvolge l’intera massa del liquido, non solo la sua superficie. Durante l’ebollizione, l’energia cinetica media delle particelle del liquido è talmente alta che in ogni punto del liquido si formano bolle di vapore, che salgono in superficie (Figura 28). In condizioni normali, per ciascun liquido, il punto di ebollizione corrisponde alla pressione di vapore a 760 mmHg (cioè 1 atm, Figura 29).

Pressione di vapore (mmHg)

34,6 °C

7 Qual è la differenza tra evaporazione ed ebollizione?

78,3 °C

100 °C

760 dietiletere

600

etanolo

400

200

acqua

glicole etilenico

0 0

↑ Figura 28

164

20

40

60

80

100

Temperatura (°C)

← Figura 29

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

4

Le proprietà e la classificazione dei solidi

La chimica dello stato solido è una scienza in forte espansione, soprattutto per gli interessanti sviluppi nella produzione di nuovi materiali. In un solido, le particelle sono molto vicine e si attraggono con forza. Di conseguenza, non traslano né ruotano ma possono soltanto vibrare, cioè oscillare intorno a una posizione fissa di equilibrio. Per questo, i solidi hanno un volume e una forma definiti. Possiamo riassumere così le caratteristiche generali dei solidi (Figura 30): • hanno forma e volume definiti, poiché le loro particelle occupano posizioni fisse nello spazio; • hanno densità elevata; • sono incomprimibili, perché le loro particelle non possono essere ulteriormente ravvicinate, neppure con pressioni elevate. In base alla disposizione delle particelle che li costituiscono (atomi, molecole o ioni), i solidi possono essere suddivisi in cristallini e amorfi: • in un solido cristallino le particelle hanno una disposizione ordinata, che si ripete sempre uguale nelle tre direzioni dello spazio (l’ordine è a lungo raggio); per questo, i solidi cristallini presentano esternamente delle facce che formano angoli ben precisi tra di loro. Il diamante, il cloruro di sodio, il ghiaccio e il quarzo sono esempi di solidi cristallini (Figura 31a). Un solido cristallino fonde a una temperatura ben precisa; • in un solido amorfo le particelle sono distribuite in modo casuale e la struttura che ne risulta è ordinata solo a corto raggio; il vetro (Figura 31b) è un esempio di solido amorfo. Alcuni materiali di origine sintetica, come le materie plastiche, presentano zone cristalline intervallate a zone amorfe; il loro “grado di cristallinità” è variabile. Un solido amorfo rammollisce e passa gradualmente dalla rigidità iniziale allo stato liquido in un intervallo di temperature.

↑ Figura 30

a

il quarzo è un solido cristallino che si forma per lenta solidificazione; gli atomi di silicio e ossigeno sono disposti nello spazio in maniera ordinata e regolare.

nel vetro la disposizione degli atomi non è regolare (la figura a sinistra riproduce la struttura del solido nelle due dimensioni). b

↑ Figura 31

165

Le proprietà dei solidi Ogni solido ha proprietà caratteristiche che consentono di identificarlo e distinguerlo dagli altri solidi. Le proprietà chimiche sono quelle che descrivono come un solido modifica la propria composizione in presenza di altre sostanze; il vetro, per esempio, è chimicamente inerte, cioè reagisce difficilmente con le sostanze con cui viene in contatto (per questo è un materiale adatto per la vetreria di laboratorio, Figura 32a). Le proprietà fisiche, come il punto di fusione del solido, sono tutte le caratteristiche di un solido che è possibile rilevare e misurare senza modificarne la composizione. Le proprietà meccaniche descrivono il comportamento di un solido in seguito all’applicazione di una forza. Per esempio, tenacità ed elasticità sono proprietà utili per valutare la resistenza di un solido alla rottura e alla deformazione; entrambe dipendono dal tipo e dalla forza dei legami tra le particelle del solido. Le proprietà tecnologiche dipendono dalle proprietà chimico-fisiche e meccaniche, e ci dicono se un solido è adatto o meno a una determinata lavorazione. Per esempio, la plasticità, cioè la capacità di un solido di deformarsi sotto l’applicazione di una forza e di mantenere la deformazione, è una proprietà tecnologica. A sua volta, la plasticità comprende la malleabilità (cioè la capacità di un solido di essere ridotto in lamine) e la duttilità (cioè la capacità di un solido di essere tirato in fili, Figura 32b). a

b

← Figura 32 I solidi cristallini sono anisotropi, cioè le loro proprietà possono variare a seconda della direzione lungo la quale vengono misurate, perché dipendono da come le particelle sono organizzate nello spazio. I solidi amorfi, invece, sono isotropi: le loro proprietà non dipendono dalla particolare direzione in cui vengono misurate, perché le particelle sono disposte in modo disordinato.

La struttura dei solidi cristallini Il sale da cucina, il carbonato di calcio, la grafite e quasi tutti i solidi hanno una distribuzione geometrica regolare delle particelle, che è tipica di ogni sostanza ed è chiamata reticolo cristallino: esso rappresenta la disposizione delle particelle nelle tre dimensioni dello spazio (3D). In una struttura di questo tipo, si possono individuare (Figura 33): • i nodi, cioè le posizioni in cui sono collocate le particelle del solido; • i filari, ovvero una serie di nodi orientati nella stessa direzione, tutti alla stessa distanza l’uno dall’altro; • i piani reticolari, originati da una serie di filari disposti parallelamente sullo stesso piano; i piani si trovano sempre alla stessa distanza; • la cella elementare, ovvero la più piccola unità strutturale che, traslata ripetutamente senza lasciare spazi vuoti, genera l’intero reticolo.

166

ENGLISH

cella elementare unit cell

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

maglia periodo d’identità

nodo

FILARE

cella elementare PIANO RETICOLARE

RETICOLO

← Figura 33

La cella elementare può essere descritta attraverso alcuni semplici parametri: gli spigoli a, b, c, che coincidono con i tre assi cartesiani, e gli angoli α, β, γ: c C c

B

γ

α

a

β

A

β b α γ a

b

Nel 1845 Auguste Bravais (1811-1863) dimostrò che nello spazio tridimensionale sono possibili soltanto 14 tipi di celle elementari, 7 primitive o semplici (P) e 7 derivate (C, I, F, Figura 34).

← Figura 34 P

I

F

I

P

P

I

F

C

P

P

C

P: particelle solo ai vertici della cella elementare i: particelle ai vertici e al centro della cella f: particelle ai vertici e al centro di ogni faccia c: particelle ai vertici e al centro di due facce opposte

P

P

IN DIGITALE

In più L’impacchettamento degli atomi

167

Le celle primitive (P) sono caratterizzate dall’avere le particelle esclusivamente ai vertici della cella, mentre le celle derivate possono ospitare particelle al centro (I) o sulle facce della cella (C, F); in particolare le celle C hanno due particelle al centro di due facce opposte, mentre le celle F hanno particelle al centro di ogni faccia. Può succedere che una stessa sostanza, cristallizzando in condizioni differenti, formi solidi cristallini che hanno una diversa disposizione delle particelle e quindi una diversa struttura interna. Il diamante e la grafite sono entrambi costituiti da carbonio, ma le particelle sono disposte in maniera diversa (Figura 35); questo fenomeno si chiama polimorfismo (dal greco, “molte forme”).

IN DIGITALE

In più Fullerene e nanotubi

← Figura 35

Il numero di particelle nelle celle elementari Abbiamo visto che le strutture dei solidi possono essere descritte come reticoli tridimensionali. Prendiamo come riferimento la cella elementare cubica semplice, non così diffusa tra i solidi, ma utile per capire (Figura 36a). In questa cella, le particelle occupano i vertici del cubo. Quando più celle cubiche semplici si uniscono per formare un reticolo (Figura 36b), le singole particelle non appartengono più a una sola cella elementare, ma sono condivise con le celle vicine. La condivisione della particella divide la sfera in otto parti, di cui una sola è nel cubo: solo un ottavo di particella appartiene alla cella elementare considerata.

a a a

a

b

← Figura 36 In un cubo vi sono otto vertici: calcoliamo quante sono le particelle (ZP) presenti all’interno della cella elementare che stiamo considerando: 8 particelle per ogni vertice ZP = ___________________ = 1 particella 8 vertici Quindi, in una cella cubica semplice e in tutte le celle primitive, è presente una sola particella all’interno della cella elementare!

168

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

PROBLEMA SVOLTO

7 Determina il numero di particelle nelle celle elementari di tipo I (cubiche a corpo centrato) Il bario (Ba) è un elemento metallico di colore argenteo, tenero e piuttosto tossico. È usato spesso nelle candele per motori a scoppio, nei fuochi d’artificio e nelle lampade fluorescenti. Questa sostanza cristallizza formando celle di tipo I. Quante particelle sono presenti all’interno di celle elementari di questo tipo? RISOLVI

nelle celle di tipo i, celle cubiche a corpo centrato, ci sono 8 particelle ai vertici e 1 particella all’interno del cubo.

Calcola 1. sappiamo che ogni particella ai vertici è suddivisa in 8 parti (il contributo di 1 ciascuna particella è __ ) e ci sono 8 particelle. 8 determina il numero di particelle date dalle posizioni ai vertici del solido (Zvertici ). 8 particelle ai vertici Zvertici = __________________ = 1 particella 8 vertici 2. determina il numero delle particelle che si trovano all’interno del cubo. La particella centrale (Zinterno) è totalmente ospitata dal cubo e non è condivisa con altre celle: Zinterno = 1 3. calcola il numero totale di particelle contenute nelle celle di tipo i, cubiche a corpo centrato: Ztotale = Zvertici + Zinterno = 1 + 1 = 2 Le celle i presentano un totale di 2 particelle.

FAI PRATICA

8 Calcola il numero di particelle nelle celle di tipo C e F.

[2 particelle nella c e 4 nelle f]

Massa, densità e celle elementari Sappiamo che la massa e il volume di un corpo sono messi in relazione dalla densità, una grandezza tipica di ogni sostanza. Conoscendo il numero di particelle presenti e la massa di ciascuna particella, è possibile calcolare la massa della cella elementare: mcella = Ztotale · mparticella dove Ztotale è il numero totale di particelle per cella e mparticella è la massa di una singola particella di sostanza considerata. Inoltre, è possibile determinarne la densità, che è data dal rapporto tra la massa della cella unitaria e il corrispondente volume: Ztotale · mparticella mcella __________ = dcella = ____ Vcella Vcella

169

PROBLEMA SVOLTO

9 Calcolare la densità di un cristallo di alluminio L’alluminio (Al) è uno degli elementi più diffusi sulla crosta terrestre (8,3% in massa), paragonabile al ferro (6,2%) e al calcio (4,6%). Le particelle di alluminio sono posizionate all’interno di un reticolo cristallino cubico a facce centrate. Qual è la densità dell’alluminio sapendo che la lunghezza del lato del cubo è 4,049 · 10−8 cm e che la massa di ogni particella di alluminio è 4,480 · 10−23 g? RISOLVI

Dati

Incognite

reticolo al = cubico a facce centrate l = 4,049 · 10−8 cm

dalluminio = ?

mparticella = 4,480 · 10

−23

g

La cella cubica a facce centrate è caratterizzata da 8 particelle ai vertici e 6 particelle al centro di ogni faccia. Per risolvere il problema è necessario anzitutto stabilire quante particelle ci sono nella cella; quindi è necessario calcolare la massa e il volume della cella e determinare la densità dell’alluminio.

Calcola 1. determina il numero di particelle date dalle posizioni ai vertici. 8 particelle ai vertici Zvertici = __________________ = 1 particella 8 vertici 2. calcola il numero di particelle date dalle posizioni al centro delle facce. 6 particelle sulle facce Zfacce = ____________________ = 3 particelle 2 facce Le particelle al centro della faccia partecipano per metà, cioè sono condivise da due celle elementari adiacenti. 3. calcola il numero totale di particelle. Ztotale = Zvertici + Zfacce = 1 + 3 = 4 4. calcola la massa totale della cella. sapendo che la cella è formata da 4 particelle, la massa totale è: mcella = Ztotale · mparticella mcella = 4 · 4,480 · 10−23 g = 1,792 · 10−22 g 5. calcola il volume della cella elementare applicando la formula: Vcubo = l3 = (4,049 · 10−8 cm)3 = 6,638 · 10−23 cm3 6. calcolo la densità dell’alluminio. 1,792 · 10 −22 g g mcella ________________ = = 2,700 ____3 dalluminio = _____ −23 3 Vcella 6,638 · 10 cm cm

FAI PRATICA

10 Il litio (Li) è il più leggero dei metalli, con una densità (0,535 g/cm³) pari a circa la

metà rispetto a quella dell’acqua. Questo metallo cristallizza con una cella di tipo I. Calcola la lunghezza del lato della cella, sapendo che la massa della particella è [3,51 ∙ 10−8 cm] 1,153 · 10−23 g.

170

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

La classificazione dei solidi cristallini I solidi cristallini sono caratterizzati da una disposizione ordinata delle particelle che li costituiscono e possono essere classificati in: ionici, molecolari, covalenti reticolari e metallici a seconda delle forze che agiscono tra le loro particelle (Tabella 3).

ENGLISH

solidi cristallini crystalline solid

Tipo

Particelle nel reticolo

Proprietà

Esempi

ionico

ioni positivi e negativi

• duri, rigidi e fragili • punti di fusione elevati • conducono corrente solo se fusi o in soluzione acquosa (se solubili)

cloruro di sodio (nacl), nitrato di potassio (Kno3), ossido di magnesio (mgo)

molecolare

atomi e molecole

• teneri, fragili se puri • punti di fusione relativamente bassi • cattivi conduttori di corrente elettrica e calore

argon (ar), metano (cH4), iodio (i2), ghiaccio secco (co2)

covalente reticolare

atomi uniti da legami covalenti

• alcuni molto duri • punti di fusione variabili • cattivi conduttori di corrente elettrica e calore (tranne alcune eccezioni)

diamante (c), quarzo (sio2)

metallico

ioni positivi

• da teneri a molto duri; malleabili e duttili • punti di fusione variabili • buoni conduttori di corrente elettrica e calore • lucenti

tutti gli elementi metallici (come al, cu, fe, Pt ecc.)

Solidi ionici I solidi ionici sono costituiti da ioni tenuti insieme da legami di tipo ionico, che sono molto forti. Il cloruro di sodio (NaCl), per esempio, è formato da un esteso reticolo tridimensionale (reticolo cristallino) nel quale si alternano in modo regolare gli ioni sodio (Na+) e gli ioni cloruro (Cl–). Nel reticolo, per ogni ione sodio c’è uno ione cloruro, di carica uguale e contraria; NaCl è l’unità formula, cioè il più piccolo insieme di ioni complessivamente neutro che si ripete nel reticolo. La forma macroscopica dei cristalli di cloruro di sodio (Figura 37a) dipende dalla disposizione degli ioni nel reticolo; la cella elementare ha una forma cubica, con spigoli tutti uguali che formano angoli di 90° (Figura 37b).

b

↑ Tabella 3 caratteristiche dei solidi cristallini.

← Figura 37

a unità formula, NaCl

La forma dei cristalli (nella foto) rispecchia la struttura ordinata degli ioni, che dà origine a un esteso reticolo cristallino tridimensionale.

gli ioni cloruro sono disposti in una cella cubica a facce centrate; gli ioni sodio stanno negli interstizi lasciati liberi dai grandi ioni cloruro.

171

Nel cloruro di sodio, gli ioni Cl− sono disposti in una cella cubica a facce centrate e gli ioni Na+, più piccoli, sono disposti con regolarità nelle cavità del reticolo risultante. Il cloruro di sodio ha le proprietà tipiche di un composto ionico: • ha un alto punto di fusione (801 °C), perché occorre molta energia per rompere i legami e separare gli ioni; • è un solido fragile, cioè si rompe facilmente perché lo scorrimento di una fila di ioni rispetto a quella adiacente fa affiancare cariche dello stesso segno, che si respingono (Figura 38a); • è un cattivo conduttore di elettricità allo stato solido, ma diventa un buon conduttore quando è disciolto in soluzione o è fuso, perché gli ioni diventano liberi di muoversi (Figura 38b). Fai attenzione! Il fluoruro di calcio (CaF2), il carbonato di calcio (CaCO3) e il solfato di sodio (Na2SO4) sono solidi ionici.

← Figura 38

forza applicata repulsione

+

–

+

–

+

–

–

+

–

+

–

+

+

–

+

–

+

–

+

–

–

+

–

+

–

+

–

+

+

–

–

+

a

+

–

Na+

il cloruro di sodio è un elettrolita, perché rende conduttrici le sue soluzioni: in acqua si dissocia negli ioni na+ e cl−, che possono trasportare la corrente elettrica all’interno della soluzione (e infatti la lampadina si accende).

Cl –

soluzione salina

verso l’elettrodo (+)

verso l’elettrodo (–)

b

Solidi molecolari Sono costituiti da molecole tenute insieme da deboli forze di van der Waals. Di conseguenza, sono solidi teneri e fragili, con un basso punto di fusione (perché le molecole si possono separare abbastanza facilmente); in genere, non sono solubili in acqua e si sciolgono più facilmente in solventi apolari (come il tetracloruro di carbonio, CCl4). I solidi molecolari, se sono puri, non conducono la corrente. Lo iodio (I2, Figura 39), il ghiaccio, il ghiaccio secco (cioè CO2 allo stato solido), lo zolfo (S8) e il fosforo (P4) sono esempi di solidi molecolari. Alcune di queste sostanze sono solide solo a temperature molto basse e tendono a sublimare.

ENGLISH

solido molecolare molecular solid

← Figura 39

172

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

Solidi covalenti reticolari Alcuni solidi, come il diamante e il quarzo, sono costituiti da atomi legati tra loro in modo covalente, che formano una estesa rete tridimensionale. Nel diamante, ogni atomo di carbonio è legato mediante quattro legami covalenti ad altrettanti atomi di carbonio, secondo una disposizione tetraedrica che si estende all’intero cristallo (Figura 40a); nel quarzo (SiO2), ogni atomo di silicio è al centro di un tetraedro ed è legato a quattro atomi di ossigeno che si trovano ai vertici, mentre ogni atomo di ossigeno è legato a due atomi di silicio. I tetraedri, legandosi tra di loro tramite atomi di ossigeno che fanno da “ponte”, possono dare origine a catene, oppure a lamine e reticoli (Figura 40b); nel caso in cui i legami tra ossigeno e silicio si rompano, gli elettroni di legame rimangono all’ossigeno e le cariche negative sono bilanciate da diversi cationi che entrano così a far parte della struttura dei silicati (i minerali costituiti da silicio e ossigeno) conferendo al solido interessanti colorazioni (Figura 40c). Dato che i legami covalenti sono molto forti, i solidi di questo tipo hanno punti di fusione molto elevati; il diamante, per esempio, fonde a 3550 °C. I solidi covalenti reticolari sono insolubili in acqua e in altri solventi; inoltre, sono deboli conduttori di corrente elettrica, sia allo stato solido sia quando sono fusi (perché gli elettroni di valenza sono impegnati nei legami e non ci sono cariche libere di muoversi in un campo elettrico).

ENGLISH

solidi covalenti reticolari covalent framework solid

↓ Figura 40 c a

b

L’uvarovite è un silicato in cui le cariche negative sono state bilanciate da ioni ca2+ e cr3+.

Solidi metallici I solidi metallici sono formati da un reticolo di ioni positivi (cationi) tra i quali si muovono liberamente gli elettroni di valenza (Figura 41a). Per questo motivo i metalli sono buoni conduttori di calore e di corrente elettrica. Inoltre, dato che gli strati di ioni possono scivolare gli uni rispetto agli altri senza che la struttura si rompa, i metalli si piegano... ma non si spezzano; per questo sono duttili e malleabili. Spesso i metalli sono solidi policristallini, cioè si presentano come agglomerati costituiti da un enorme numero di cristalli microscopici (chiamati grani, Figura 41b). Dato che i grani hanno una disposizione reciproca casuale, il loro insieme presenta una generale isotropia; per questo le proprietà (calore specifico, indice di rifrazione ecc.) di un metallo non dipendono dalla particolare direzione in cui vengono misurate. –

+

+

– +

+

–

–

–

–

+

– +

+

+

+

+

b

– +

–

– +

a

solido metallico metallic solid

–

– +

– +

– +

ENGLISH

–

– +

← Figura 41

173

Fatta eccezione per il mercurio, tutti i metalli sono solidi a temperatura ambiente. Sono opachi e di colore grigio più o meno scuro, con l’eccezione dell’oro (giallo) e del rame (rossiccio). Le altre proprietà dei solidi metallici sono molto variabili: la temperatura di fusione, per esempio, va da –39 °C (mercurio) a 3400 °C (tungsteno). Anche le proprietà meccaniche e chimiche variano da metallo a metallo; il sodio, per esempio, reagisce violentemente con l’acqua (Figura 42), mentre oro o platino non reagiscono con l’acqua e neanche con l’ossigeno dell’aria. Metalli con uguale reticolo cristallino e raggio atomico molto simile possono essere fusi insieme e successivamente solidificati: si ottengono così delle soluzioni solide, dette leghe, che possono essere di sostituzione o di inserzione. Nelle leghe di sostituzione gli atomi del metallo meno abbondante sostituiscono quelli del metallo principale in alcune posizioni del reticolo (Figura 43a). Sono leghe di questo tipo il bronzo (rame-stagno) e l’ottone (rame-zinco): gli atomi del soluto (stagno e zinco) sostituiscono quelli del solvente (rame) nel reticolo. Nelle leghe di inserzione gli atomi del metallo meno abbondante sono dispersi negli interstizi del reticolo, che si deforma leggermente (Figura 43b). a

← Figura 42

ENGLISH

lega alloy

b

← Figura 43 I metalli possono formare leghe anche con non metalli, che hanno atomi più piccoli: in questo caso si ottengono leghe di inserzione, in cui gli atomi del soluto (il non metallo) prendono posto negli spazi che la struttura del cristallo lascia liberi. Le leghe, in genere, hanno proprietà adatte a usi specifici che le rendono migliori dei metalli puri (Tabella 4). Gli acciai, in particolare, sono leghe ferro-carbonio con un basso tenore di carbonio (altrimenti si chiamano ghisa); gli acciai speciali contengono nichel e cromo, oltre ad altri metalli che conferiscono particolari caratteristiche tecnologiche alla lega. Lega

Composizione

argenti sterling

92,5% ag • 7,5% cu

oro giallo 18 Kt

75% au • 12,5% ag • 12,5% cu

peltro

91% sn • 7,5% sb • 1,5% cu

acciaio a bassa lega

98,6% fe • 1,0% mn • 0,4% c

acciaio inox 18/10

fe 66-78% • c 0,08% • cr 10-20% • ni 8-10,5% • mn 2,0% • si 1,0%

ottone

95-60% cu • 5-40% zn

bronzo

90% cu • 10% sn

↑ Tabella 4 composizione di alcune leghe metalliche.

174

PREPARATI ALLA VERIFICA 8 che cosa si intende per solido amorfo? e per solido cristallino? fai degli esempi. 9 che cos’è la cella elementare? 10 Quanti tipi di cella elementare esistono? 11 come si calcola il numero delle particelle in una cella elementare? 12 come sono classificati i solidi?

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

5

I diagrammi di fase

IN DIGITALE

In più I passaggi di stato

a

Pressione (non in scala)

Lo stato di aggregazione di una sostanza cambia a seconda della temperatura e della pressione. Possiamo rappresentare questa dipendenza da pressione e temperatura con particolari grafici chiamati diagrammi di fase o diagrammi di stato: sull’asse x si riporta la temperatura e sull’asse y la pressione (Figura 44). Nei diagrammi di fase si possono individuare alcuni elementi ricorrenti: • le regioni, delimitate dalle curve del diagramma, permettono di ricavare gli intervalli di T e p nei quali una particolare fase (solido, liquido, gas) è stabile; • i punti delle curve (o linee) rappresentano le coppie di valori (T, p) in cui due fasi sono in equilibrio tra loro; • il punto triplo rappresenta la particolare condizione di pressione e temperatura in cui le tre fasi hanno la stessa stabilità e coesistono in equilibrio. Per l’acqua pura (Figura 44a) la curva di fusione ha una pendenza negativa: al crescere della pressione, diminuisce la temperatura a cui il solido fonde. Ciò accade perché, nel caso dell’acqua, la fase liquida è più densa di quella solida, per cui le alte pressioni favoriscono il liquido (che è la fase più densa). Per il diossido di carbonio (Figura 44b) si osserva che alla pressione di 1 atm la fase liquida non è stabile; a –78,5 °C il CO2 sublima e diventa gas. Il CO2 liquido esiste solo a pressioni superiori a 5,1 atm.

← Figura 44

fusione LIQUIDO solidificazione

ebollizione condensazione

760 torr SOLIDO

punto di ebollizione

4,58 mmHg punto triplo

sublimazione

0,0098 °C

Pressione (non in scala)

0 °C

b

GAS

punto di fusione normale

brinamento

100 °C Temperatura (non in scala)

72,9 atm LIQUIDO

PREPARATI ALLA VERIFICA

SOLIDO 5,1 atm

GAS

13 in quali condizioni le fasi solida, liquida e aeriforme di una data sostanza sono in equilibrio?

punto triplo

1 atm

–78,5 °C

–56,7 °C

31 °C

Temperatura (non in scala)

14 che cosa vuol dire che i punti della curva di vaporizzazione forniscono i valori della tensione di vapore della sostanza?

175

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

Le forze intermolecolari

il LEGAME INTERMOLECOLARE o debole è un legame secondario che si instaura tra molecole già formate. tra i legami deboli distinguiamo le forze dipolo-dipolo, le forze di dispersione di London, il legame idrogeno e l’interazione ione-dipolo.

2

Le proprietà dello stato gassoso

i GAS non hanno forma e volume propri. il comportamento dei GAS IDEALI è descritto dalla legge dei gas perfetti, mentre quello dei GAS REALI è descritto dalla legge di van der Waals, che prende in considerazione le attrazioni e le repulsioni tra particelle. a temperatura costante, la velocità di effusione di un gas è inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare. La pressione parziale di un gas in un miscuglio è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo tutto il volume del miscuglio alla stessa temperatura.

3

Le proprietà dei liquidi

nei LIQUIDI, le particelle sono soggette a forze di coesione che ne limitano il movimento e, prevalentemente, scorrono le une sulle altre. i liquidi hanno densità maggiore rispetto agli aeriformi, sono poco comprimibili e sono in grado di diffondere e fluire. nei liquidi, l’EVAPORAZIONE è un processo che interessa solo la superficie; mentre l’EBOLLIZIONE avviene quando la pressione di vapore del liquido è uguale alla pressione atmosferica, e interessa tutto il volume. La CAPILLARITÀ è il fenomeno dovuto all’interazione tra le molecole di un liquido e quelle di un solido lungo la loro superficie di separazione. La TENSIONE SUPERFICIALE è la forza che agisce tra le particelle lungo la superficie di separazione tra il liquido e il mezzo con cui è in contatto, mentre la VISCOSITÀ è la resistenza che incontra un fluido a scorrere.

4

Le proprietà e la classificazione dei solidi

nei SOLIDI le particelle sono molto vicine e si attraggono con forza. Le forze di coesione impediscono alle singole particelle di muoversi liberamente nello spazio, al massimo oscillano leggermente; per questo motivo i solidi hanno volume e forma definiti. in base alla disposizione delle particelle che li costituiscono (atomi, molecole o ioni), i solidi possono essere suddivisi in CRISTALLINI e AMORFI: • in un solido cristallino le particelle hanno una disposizione ordinata, che si ripete sempre uguale nelle tre direzioni dello spazio; • in un solido amorfo le particelle sono distribuite in modo casuale e la struttura che ne risulta è ordinata solo a corto raggio. i solidi cristallini possono essere classificati in: IONICI, MOLECOLARI, COVALENTI RETICOLARI e METALLICI a seconda delle forze che agiscono tra le loro particelle.

5

I diagrammi di fase

Lo stato di aggregazione di una sostanza cambia a seconda della temperatura e della pressione. Possiamo rappresentare questa dipendenza da pressione e temperatura con i DIAGRAMMI DI FASE.

176

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

FORZE INTERMOLECOLARI determinano le proprietà di

GAS

LIQUIDI che possono essere

SOLIDI

come

che possono essere

VISCOSITÀ IDEALI

REALI

descritti da

descritti da

EQUAZIONE DEI GAS IDEALI

EQUAZIONE DI VAN DER WAALS

CAPILLARITÀ

TENSIONE SUPERFICIALE

PRESSIONE DI VAPORE

CRISTALLINI

AMORFI

di cui è definita la CELLA ELEMENTARE

che possono essere

IONICI

MOLECOLARI

COVALENTI RETICOLARI

METALLICI

che appartengono alla famiglia dei solidi

177

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 Le forze intermolecolari 1 Le forze intermolecolari sono il risultato di: A repulsioni di natura elettrostatica tra parziali cariche positive e negative. B attrazioni di natura nucleare tra parziali cariche positive e negative. C attrazioni di natura protonica tra parziali cariche positive e negative. D attrazioni di natura elettrostatica tra parziali cariche positive e negative.

9 il cloruro di potassio (Kcl) a temperatura ambiente è una

polvere cristallina bianca. in acqua si dissocia in ione potassio (K+) e ione cloruro (cl−). Qual è la natura dell’interazione con l’acqua? come si dispongono le molecole di acqua attorno ai due ioni?

10 il ghiaccio secco è co2 allo stato solido, che si ottiene a

−78 °c (a pressione atmosferica). L’acqua, di massa molare simile, solidifica a 0 °c. sapresti evidenziare alcune caratteristiche delle molecole che giustifichino le differenze nelle due temperature di solidificazione?

2 Le forze intermolecolari sono distinte in forze di: A B C D

dispersione, forze dipolo-dipolo, legami a idrogeno. diffusione, forze dipolo-dipolo, legami a idrogeno. dispersione, forze dipolo-dipolo, legami a ossigeno. dispersione, repulsione dipolo-dipolo, legami a idrogeno.

3 Le forze di attrazione intermolecolare sono anche dette forze: A B C D

di dalton. di dispersione di London. di van der Waals. a idrogeno.

4 Le forze dipolo-dipolo sono legami: A intramolecolari che agiscono tra i poli opposti di molecole polari. B intermolecolari che agiscono tra i poli opposti di molecole polari. C intermolecolari che agiscono tra i poli opposti di molecole apolari. D intermolecolari che agiscono tra i poli identici di molecole polari.

5 il legame a idrogeno è il legame: A intramolecolare che si stabilisce tra molecole in cui è presente un atomo di idrogeno legato a un atomo piccolo e molto elettronegativo come ossigeno, azoto e fluoro. B intermolecolare che si stabilisce tra molecole in cui è presente un atomo di ossigeno legato a un atomo piccolo e molto elettronegativo come idrogeno, azoto e fluoro. C intermolecolare che si stabilisce tra molecole in cui è presente un atomo di idrogeno legato a un atomo piccolo e molto elettronegativo come ossigeno, azoto e fluoro. D intermolecolare che si stabilisce tra molecole in cui è presente un atomo di idrogeno legato a un atomo piccolo e poco elettronegativo come ossigeno, azoto e fluoro.

6 che cosa sono i dipoli istantanei e quali legami possono formare?

7 L’elio (He) solidifica a 0,95 K, lo xeno (Xe) a 161,4 K. Quali

legami caratterizzano lo stato solido di queste sostanze e perché esiste una così elevata differenza tra le due temperature di solidificazione?

8 L’ammoniaca (nH3), massa molare 17,03 g/mol, bolle a

−33,0 °c; il metano (cH4), massa molare 16,04 g/mol, bolle a −161,4 °c. Per quale ragione esiste una tale differenza tra le temperature di ebollizione, quando le due molecole hanno masse molari simili?

178

2 Le proprietà dello stato gassoso 11 Un gas ideale o perfetto è costituito da particelle che

occupano un volume: A non trascurabile rispetto a quello del contenitore in cui si trovano e non presentano forze di attrazione o repulsione. B trascurabile rispetto a quello del contenitore in cui si trovano e presentano forze di attrazione o repulsione. C non trascurabile rispetto a quello del contenitore in cui si trovano e presentano forze di attrazione o repulsione. D trascurabile rispetto a quello del contenitore in cui si trovano e non presentano forze di attrazione o repulsione.

12 L’equazione di van der Waals, che descrive il comportamento dei gas reali, deve tener conto delle correzioni: A per le attrazioni tra le molecole (coefficiente a) e delle correzioni per il volume delle molecole (coefficiente b). B per le repulsioni tra le molecole (coefficiente a) e delle correzioni per il volume delle molecole (coefficiente b). C per le attrazioni tra le molecole (coefficiente a) e delle correzioni per il peso delle molecole (coefficiente b). D per le attrazioni tra le molecole (coefficiente b) e delle correzioni per il volume delle molecole (coefficiente a).

13 il fattore di comprimibilità Z è dato dalla seguente relazione: p A Z = _____ VnRT

pT C Z = ____ nRV

pV B Z = ____ nRT

V D Z = _____ pnRT

14 a temperatura costante, la velocità di effusione di un gas è: A inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare. B direttamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa molare. C inversamente proporzionale alla radice cubica della sua massa molare. D inversamente proporzionale alla radice quadrata della sua massa.

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

27 in una bombola sono contenuti 60,0 g di solfuro di idrogeno

15 La pressione parziale di un componente in una miscela

(H2s) e 7,17 · 1024 molecole di idrogeno (H2), alla pressione totale di 8,0 atm. calcola la pressione parziale dei due gas. [p(H2s) = 1,0 atm; p(H2) = 7,0 atm]

gassosa è data dalla formula: χa A pa = _____ ptotale

C pa = χa · Ptotale

B Ptotale = χa · pparziale

D pa = χa + Ptotale

28 Un contenitore da 26,0 L contiene a 20 °c una miscela di

16 calcola la massa di ossigeno (o2) presente in una bombola di

20,0 L, che registra una pressione 6,2 atm, alla temperatura di 25,0 °c. ricordati che R vale 0,0821 atm · L / K · mol. [1,6 · 102 g]

17 in un recipiente chiuso di 2500 mL sono presenti 25,4 g di

co2. calcola la pressione esercitata dal gas alla temperatura di 50,0 °c (R = 0,0821 atm · L / K · mol). [6,12 atm]

18 La bolletta del gas ti segnala un consumo trimestrale di

72,5 nm3 (il normal metro cubo indica il volume in m3 misurato alla pressione di 1,0 atm e alla temperatura di 273,15 K). calcola la massa di gas metano (cH4) consumata. [51 kg]

19 calcola il fattore di comprimibilità (Z), sapendo che:

p = 110,3 atm; V = 4,11 L; t = 150,0 °c e n = 30,0 mol. il risultato quali informazioni fornisce? [0,435]

20 calcola il tempo di effusione del metano (cH4), sapendo che la stessa quantità di elio (He), nelle stesse condizioni, impiega 22 s.

[44 s]

21 Una certa quantità di kripto (Kr) effonde attraverso un foro

in 261,9 s. Un secondo gas impiega, nelle stesse condizioni, 128,7 s. calcola la massa molare del gas incognito. [20,24 g/mol]

22 calcola il tempo di efflusso del monossido di carbonio (co)

sapendo che un volume uguale di idrogeno (H2), nelle stesse condizioni, impiega 25 s. [93 s]

23 Una certa quantità di monossido di carbonio (co) effonde

attraverso un foro in 30 s. nelle stesse condizioni, quanto tempo impiega la stessa quantità di etano gassoso (c2H6)? [31 s]

24 Una miscela di gas ha la seguente composizione percentuale

in moli (la % in moli è uguale alla frazione molare moltiplicata per 100): 70% di n2, 10% di o2, 20% di co2. calcola la pressione parziale di ogni componente, sapendo che quella totale è 40,0 atm. [p(n2) = 28 atm; p(o2) = 4,0 atm; p(co2) = 8,0 atm]

25 il cicloesano (c6H12), se miscelato con l’ossigeno nelle giuste

proporzioni, è un anestetico. Una miscela spesso utilizzata ha le seguenti pressioni parziali: p(c6H12) = 0,24 atm; p(o2) = 580 torr. calcola le frazioni molari dei due componenti e la percentuale in moli (la % in moli è uguale alla frazione molare moltiplicata per 100), sapendo che la pressione totale è 1,0 atm. ricorda che 1 atm = 760 torr. [χ(c6H12) = 0,24 (24%), χ(o2) = 0,76 (76%)]

26 in un recipiente chiuso del volume di 7,50 L sono introdotti

30,0 g di ossigeno (o2), 20,0 g di elio (He) e 16,0 g di cloro (cl2), alla temperatura di 25,0 °c. calcola le pressioni parziali, sapendo che quella totale è 2,5 atm. [p(o2) = 0,38 atm; p(He) = 2,0 atm; p(cl2) = 0,092 atm]

metano (cH4) e propano (c3H8), alla pressione di 9,0 bar (1 atm = 0,9869 bar). calcola la pressione parziale in atm dei due gas, sapendo che nel contenitore sono presenti 1,60 mol di metano. [p(cH4) = 1,5 atm; p(c3H8) = 7,6 atm]

29 150,0 g di ammoniaca gassosa (nH3) sono contenuti in una

bombola di 7,00 L, alla temperatura di 450 K. calcola la pressione esercitata dal gas con la legge dei gas perfetti e con l’equazione di van der Waals (a = 4,170 atm · L2/mol2; b = 0,03707 L/mol). [pideale = 46,5 atm; pVdW = 42,2 atm]

30 calcola la pressione esercitata da 2,5 mol di idrogeno (H2) con

la legge dei gas perfetti e con l’equazione di van der Waals. considera un volume di 12,0 L e una temperatura di 298,2 K. confronta e commenta i risultati ottenuti. tieni presente che a = 0,2444 atm · L2/mol2 e che b = 0,02661 L/mol. [pideale = 5,1 atm; pVdW = 5,09 atm]

3 Le proprietà dei liquidi 31 La viscosità è influenzata principalmente dalla: A pressione. all’aumentare della pressione, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle. B temperatura. al diminuire della temperatura, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle. C temperatura. all’aumentare della temperatura, la viscosità aumenta perché aumenta l’energia cinetica delle particelle. D temperatura. all’aumentare della temperatura, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle.

32 scrivi sul quaderno la definizione dei seguenti termini. A B C D E F

capillarità tensione superficiale evaporazione condensazione tensione/Pressione di vapore ebollizione

33 calcola la tensione superficiale del glicerolo (c3H8o3) a 20 °c,

sapendo che: dglicerolo = 1,26 g/mL; dacqua = 0,99 g/mL; hacqua = 14,80 cm; hglicerolo = 10,04 cm; γacqua = 7,3 · 10−2 n/m. [6,3 · 10−2 n/m]

34 calcola l’innalzamento capillare di un olio di oliva a 20,0 °c,

sapendo che: dolio = 0,92 g/mL; dacqua = 0,99 g/mL; hacqua = 14,80 cm; γacqua = 7,3 · 10−2 n/m; γolio = 0,026 n/m. [5,7 cm]

4 Le proprietà e la classificazione dei solidi 35 descrivi le differenze tra un solido cristallino e uno amorfo. 36 definisci i seguenti termini. A reticolo cristallino. B nodi, filari, piani reticolari. C celle elementari primitive e derivate.

179

37 calcola il numero di atomi che sono presenti in una cella cubica a corpo centrato, cella di tipo i.

38 Quanti atomi sono presenti nella cella cubica a facce centrate, cella di tipo f?

[2]

[4]

39 Un generico metallo ha: • massa 9,75 · 10−23 g (massa della singola particella); • densità 8,9 g/cm3. tale metallo cristallizza con una cella cubica, il cui spigolo (cioè il lato del cubo) è lungo 3,525 · 10−8 cm. La cella è di tipo P, i o f?

40 calcola la lunghezza del lato della cella cubica di tipo f del

rame, sapendo che la densità è 8,92 g/cm3 e la massa della particella è 1,055 · 10−22 g. [3,617 · 10−8 cm]

5 I diagrammi di fase 41 nei diagrammi di fase, le regioni permettono di ricavare gli intervalli di: A T e p nei quali una particolare fase è instabile. B p e V nei quali una particolare fase è stabile. C T e p nei quali una particolare fase è stabile. D T e V nei quali una particolare fase è stabile.

COMPETENZE 42 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO L’ossido di stronzio

(sro) è usato nella preparazione degli smalti ceramici in alternativa ai composti di bario e piombo, che sono tossici. si prepara per decomposizione termica secondo la reazione: sr(oH)2 → sro + H2o

a. calcola la massa di ossido di stronzio (sro) prodotta dalla reazione, sapendo che a questa prendono parte 34,5 g di idrossido di stronzio (sr(oH)2) e 5,12 g di acqua. b. calcola la differenza di elettronegatività tra ossigeno e stronzio e definisci la natura del legame chimico nell’ossido sapendo che: E(sr) = 0,95; E(o) = 3,44. c. completa le reazioni che portano alla formazione delle due specie chimiche: sr → ............................................... ............................................ → o2− d. determina la composizione percentuale dei due elementi e rappresenta il grafico corrispondente (diagramma a torta). IN DIGITALE Prova con Excel e. definisci il numero di unità di ossido di stronzio contenute in una cella elementare, sapendo che la densità dell’ossido è 4,7 g/cm3 (0 °c), la lunghezza della cella cubica è 5,27 · 10−8 cm e la massa è 1,721 · 10−22 g. [a. 29,4 g; b. 2,49, legame ionico; d. %(sr) = 84,56%; %(o) = 15,44%; e. 4]

43 ARGOMENTA E CALCOLA Una bombola del volume di

80,0 L contiene 6,00 kg di metano (cH4). a. calcola la temperatura che può raggiungere la bombola, sapendo che regge una pressione massima di 150,0 atm. b. se al posto dei 6,00 kg di metano, la stessa bombola contenesse 2,24 kg di ossigeno (o2), 1,60 kg di metano (cH4), 3,36 kg di azoto (n2) e 0,170 kg di idrogeno (H2), quali sarebbero i valori delle pressioni parziali e quale quello della temperatura massima a 150,0 atm? giustifica i risultati ottenuti delle due temperature. [a. 391 K; b. p(o2) = 28,1 atm; p(cH4) = 40,0 atm; p(n2) = 48,1 atm; p(H2) = 33,8 atm; T = 391 K]

44 CALCOLA il ferro è un metallo splendente, duttile e

malleabile, ed è polimorfo, esiste cioè in diverse forme cristalline stabili entro determinati intervalli di temperatura, denominate α, β, γ e δ. La forma alfa (α) cristallizza con una cella di tipo i (cubica a corpo centrato). calcola il numero di particelle (Z) e la densità del ferro α, sapendo che la massa di una particella è 9,273 · 10−23 g e che la lunghezza del lato del cubo è 2,86 · 10−8 cm. [Z = 2; d = 7,91 g/cm3]

180

45 ARGOMENTA E CALCOLA gli esseri umani percepiscono un

colore quando le differenti lunghezze d’onda che compongono la luce bianca interferiscono in modo selettivo con la materia. La lunghezza d’onda della luce visibile è compresa tra circa 380 nm e circa 780 nm. se tutti i colori presenti nella luce bianca sono riflessi allo stesso modo, si ottiene una luce riflessa bianca. Quando però la luce interferisce con alcuni metalli, il colore può essere differente, così l’oro assorbe i fotoni corrispondenti al colore blu e riflette quelli che corrispondono al giallo. a. definisci la lunghezza d’onda. b. che cosa si intende per fotone e qual è la formula per calcolare l’energia associata a un fotone? c. calcola la frequenza (ν) e l’energia (E) corrispondente ai valori λ1 = 380 nm e λ2 = 780 nm. d. L’oro (au) ha una cella elementare cubica a facce centrate e una densità di 19,32 g/cm3, a 20 °c. sapendo che la massa di una particella d’oro è 3,271 · 10−22 g, calcola il numero di particelle presenti nella cella, il volume occupato dalla cella e la lunghezza del lato del cubo. [c. ν1 = 7,89 · 1014 Hz; ν2 = 3,85 · 1014 Hz; E1 = 5,23 · 10−19 J; E2 = 2,55 10−19 J; d. Z = 4; V = 6,772 · 10−23 cm3; l = 4,076 · 10−8 cm]

46 ARGOMENTA E CALCOLA

L’idrometra e le zanzare riescono a camminare sull’acqua senza alcun problema. a. Quale proprietà dei liquidi sfruttano questi insetti? b. analizza i dati in tabella e rispondi alle domande. Sostanza

Tensione superficiale (N/m)

mercurio

0,489

acqua

0,073

Tensione vapore (Pa) 1,76 3173

• Per quale ragione il mercurio ha una tensione superficiale così alta rispetto all’acqua? • di quante volte la tensione superficiale del mercurio è maggiore rispetto a quella dell’acqua? • come giustifichi i corrispondenti valori delle tensioni di vapore? [b. 6,70 (circa 7 volte superiore)]

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

47 LEGGI UN GRAFICO E CALCOLA il nichel (ni) è un metallo

1900 1800 1700 1600 1500 1400 1300 1200 1100 1000 0

48 ARGOMENTA E LEGGI UN GRAFICO in cucina una delle

cose più semplici che possiamo fare è mettere a bollire dell’acqua in una pentola per preparare la pasta. ipotizziamo di iniziare a scaldare 4 L di acqua del rubinetto. sul fondo della pentola e sulle pareti noteremo delle piccole bollicine. a. all’inizio del riscaldamento, le bollicine presenti sul fondo e sulle pareti della pentola possono essere formate da vapore acqueo? motiva la risposta. b. Le due curve rappresentano la variazione della temperatura in funzione del tempo nei 4 L d’acqua in due pentole: una con e l’altra senza coperchio.

Temperatura (°C)

Temperatura (°C)

con caratteristiche molto simili al ferro: è malleabile, duttile e di colore grigio. gran parte della produzione di nichel è utilizzata per acciai, batterie ricaricabili e per la sintesi di alcuni prodotti chimici. il grafico rappresenta il primo passaggio di stato che il nichel subisce al variare della temperatura. analizza attentamente il profilo della curva e rispondi alle domande.

0

50

100 150 Tempo (min)

200

120 100 80 60 40 0

0

5

10

250

15 20 Tempo (min)

25

30

35

• La curva blu descrive la variazione della temperatura nella pentola con o senza coperchio? motiva la risposta. • nelle due pentole, l’acqua è in ebollizione alla temperatura finale considerata nel grafico? c. Prima di buttare la pasta, aggiungi circa 37,0 g di nacl ai 4,0 L d’acqua. calcola la concentrazione % m/m sapendo che la densità dell’acqua a 20,0 °c è 0,9982 g/cm3. ricordati che la % m/m = (msoluto/msoluzione) · 100. d. aggiungendo il sale, quali interazioni si formano tra le molecole d’acqua e gli ioni in soluzione? considerando la soluzione di acqua e sale, se dovessi rappresentare una terza curva temperatura-tempo, disegneresti la parte terminale in alto a sinistra o a destra delle curve? ipotizza il riscaldamento con e senza coperchio. motiva la risposta. [c. 0,92%]

a. il profilo del grafico rappresenta una curva di riscaldamento o raffreddamento? motiva la risposta. b. il tratto orizzontale è chiamato sosta termica. Per quale ragione in questo intervallo la temperatura non cambia? c. Quando il nichel cristallizza forma celle cubiche a facce centrate (celle di tipo f). calcola la densità del metallo, sapendo che: • la massa della singola particella è 9,746 · 10−23 g; • la lunghezza del lato del cubo è 3,525 · 10−8 cm. [8,900 g/cm3]

49 LEGGI UN GRAFICO E ARGOMENTA sappiamo che all’interfaccia liquido-vapore c’è un continuo passaggio di particelle che

Pressione di vapore (mmHg)

passano dalla fase liquida alla fase vapore, e viceversa. a. osserva l’immagine e individua la corrispondente curva nel grafico. motiva la scelta. 5000 4750 4500 4250 4000 3750 3500 3250 3000 2750 2500 2250 2000 1750 1500 1250 1000 750 500 250 0

C

B

A

0

20

40

60

80

100

120

Temperatura (°C)

b. Quando un vapore si dice saturo? c. riporta in una tabella i valori delle pressioni di vapore (anche approssimati) alle temperature di 60 °c e 100 °c per ciascuna delle tre curve. dal grafico e dai dati che hai riportato in tabella, sapresti dire se una delle curve corrisponde all’acqua? motiva la risposta.

181

Garantire a tutti la disponibilità e la gestione sostenibile dell’acqua e delle strutture igienico-sanitarie 6.1 Ottenere entro il 2030 l’accesso universale ed equo all’acqua potabile che sia sicura ed economica per tutti.

VIDEO

MOF Per il Ministero della Salute «un’acqua è definita potabile quando non contiene microrganismi e parassiti né altre sostanze, in quantità o concentrazioni tali da rappresentare un potenziale pericolo per la salute umana. L’acqua deve possedere caratteristiche organolettiche accettabili per il consumatore, tra cui limpidezza, trasparenza, assenza di colore e odori anomali». Il 30% della popolazione mondiale non ha accesso all’acqua potabile, che rappresenta solo il 2% delle risorse idriche presenti sul nostro Pianeta. In tutto il mondo, 3,6 miliardi di persone vivono in aree povere d’acqua per almeno un mese all’anno, una condizione che si è riscontrata anche in 10 regioni italiane, che nell’estate del 2017 hanno dichiarato lo stato di calamità. Lo sviluppo socio-economico delle comunità è garantito dall’accesso a risorse idriche potabili, pulite e sicure. Per raggiungere questo ambizioso obiettivo entro i prossimi 20 anni, un gruppo di esperti dell’ONU ha proposto l’applicazione di alcuni principi base: • separare l’acqua potabile dalle acque reflue. È il punto più importante, quello che storicamente ha contribuito a una maggiore longevità dell’uomo: realizzare infrastrutture idrico-sanitarie adeguate ha garantito alle comunità di sconfiggere malattie trasmissibili attraverso l’acqua contaminata; • raggiungere e trattare l’acqua al fine di rimuovere i contaminanti chimici e biologici, proteggere e ripristinare gli ecosistemi caratterizzati da acque dolci. Prelievi indiscriminati, prodotti contaminanti, cambiamenti climatici, uso di concimi e altre attività umane hanno contribuito a ridurre le risorse di acqua dolce. Progettare e realizzare sistemi idrici moderni limiterebbe, per esempio, l’eutrofizzazione, cioè la sovrabbondante ricchezza di sostanze nutritive negli ambienti acquatici, uno dei principali problemi ambientali; • garantire l’accesso e il diritto all’acqua potabile. La richiesta d’acqua per l’agricoltura e l’industria è in aumento. Proporre e sviluppare accordi per la condivisione dell’acqua, al fine di garantire un accesso equo a tutti, è di fondamentale importanza. Negli ultimi decenni l’utilizzo di metalli pesanti nei processi industriali ha aumentato la concentrazione di piombo, mercurio e arsenico nelle acque. I ricercatori dell’École Polytechnique Fédérale de Lausanne (EPFL) hanno messo a punto una complessa struttura molecolare in grado di rimuovere tali metalli dall’acqua in modo semplice, veloce

182

ed economico. Il nuovo materiale, chiamato Fe-BTC/PDA (figura in basso), appartiene alla famiglia dei MOF, acronimo di metal organic frameworks, ed è caratterizzato da cristalli altamente porosi capaci di farsi attraversare dall’acqua e di estrarre ioni piombo e mercurio in pochi secondi. Secondo i ricercatori questo materiale è in grado di rimuovere il piombo in quantità pari al 40% del peso della struttura molecolare, percentuale che aumenta sensibilmente se si trattano acque inquinate da mercurio.

LO SAPETE CHE…? • … i ghiacciai e le calotte polari si estendono per circa il 10% della superficie terrestre e contengono il 70% dell’acqua dolce mondiale. il 96% dell’acqua dolce ghiacciata si trova distribuita tra il Polo nord e il Polo sud, mentre il restante 4% è contenuto all’interno di oltre 550 000 km2 di ghiacciai. • … le acque sotterranee rappresentano circa il 29% dell’acqua dolce sulla terra e sono un’importante risorsa per l’uomo. • … i fiumi possono essere sfruttati facilmente, ma purtroppo rappresentano solamente lo 0,003% di acqua dolce del Pianeta.

6 Le forze intermoLecoLari e gLi stati fisici deLLa materia

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 La cella elementare è:

7 Quando l’acqua solidifica e diventa ghiaccio

A la più piccola unità strutturale che, traslata ripetutamente senza lasciare spazi vuoti, genera il nodo. B la più piccola unità strutturale che, traslata ripetutamente senza lasciare spazi vuoti, genera il filare. C la più grande unità strutturale che, traslata ripetutamente senza lasciare spazi vuoti, genera l’intero reticolo cristallino. D la più piccola unità strutturale che, traslata ripetutamente senza lasciare spazi vuoti, genera l’intero reticolo cristallino.

2 i solidi cristallini sono anisotropi quando le loro proprietà: A possono variare a seconda della direzione lungo la quale sono misurate. B non variano a seconda della direzione lungo la quale sono misurate. C rimangono costanti a seconda della direzione lungo la quale sono misurate. D possono variare costantemente a seconda della direzione lungo la quale sono misurate.

3 La viscosità è influenzata principalmente dalla: A temperatura. all’aumentare della temperatura, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle, le quali, di conseguenza, si possono allontanare le une dalle altre diminuendo l’attrito interno e favorendo lo scorrimento. B temperatura. all’aumentare della temperatura, la viscosità aumenta perché aumenta l’energia cinetica delle particelle, le quali, di conseguenza, si possono avvicinare le une alle altre diminuendo l’attrito interno e favorendo lo scorrimento. C pressione. all’aumentare della pressione, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia cinetica delle particelle, le quali, di conseguenza, si possono allontanare le une dalle altre diminuendo l’attrito interno e favorendo lo scorrimento. D temperatura. all’aumentare della temperatura, la viscosità diminuisce perché aumenta l’energia potenziale delle particelle, le quali, di conseguenza, si possono allontanare le une dalle altre diminuendo l’attrito interno e favorendo lo scorrimento.

4 Un gas è un aeriforme che si trova a una temperatura: A superiore alla temperatura critica dell’idrogeno, gas di riferimento. B superiore alla propria temperatura. C inferiore alla propria temperatura critica. D superiore alla propria temperatura critica.

5 La pressione parziale di un componente i-esimo di un miscuglio gassoso è data da: A pi = χi / Ptotale B Ptotale = χi · pi

C pi = χi · Ptotale D pi = χi + Ptotale

6 La frazione molare è: A il prodotto tra le moli del componente a e le moli totali del miscuglio. B il rapporto tra le moli totali del miscuglio e le moli del componente a. C il rapporto tra la massa del componente a e la massa totale del miscuglio. D il rapporto tra le moli del componente a e le moli totali del miscuglio.

VERIFICA INTERATTIVA

i legami: A a idrogeno formano una struttura cristallina regolare, che rende il ghiaccio meno denso rispetto all’acqua liquida. B dipolo-dipolo formano una struttura cristallina regolare, che rende il ghiaccio meno denso rispetto all’acqua liquida. C a idrogeno formano una struttura cristallina irregolare, che rende il ghiaccio meno denso rispetto all’acqua liquida. D a idrogeno formano una struttura cristallina regolare, che rende il ghiaccio più denso rispetto all’acqua liquida.

8 La pressione o tensione di vapore è: A la forza che il vapore di una sostanza esercita quando è in equilibrio con il suo liquido. B la pressione che il vapore di una sostanza esercita quando non è in equilibrio con il suo liquido. C la pressione che il solido di una sostanza esercita quando è in equilibrio con il suo liquido. D la pressione che il vapore di una sostanza esercita quando è in equilibrio con il suo liquido.

9 i solidi metallici sono formati da: A un reticolo di ioni positivi (cationi) tra i quali si muovono liberamente gli elettroni di valenza. B un reticolo di ioni positivi (anioni) tra i quali si muovono liberamente i protoni di valenza. C un reticolo di ioni positivi (cationi) tra i quali si muovono liberamente gli elettroni. D un reticolo di ioni positivi (cationi) tra i quali si muovono liberamente gli anioni.

10 Le forze di dispersione o di London sono: A forze intramolecolari causate da fluttuazioni momentanee nella distribuzione degli elettroni all’interno degli atomi e delle molecole. B forze intermolecolari causate da fluttuazioni permanenti nella distribuzione degli elettroni all’interno degli atomi e delle molecole. C forze intermolecolari causate da fluttuazioni momentanee nella distribuzione dei protoni all’interno degli atomi e delle molecole. D forze intermolecolari causate da fluttuazioni momentanee nella distribuzione degli elettroni all’interno degli atomi e delle molecole.

11 il fattore di comprimibilità Z è una misura del

comportamento: A di un gas, che esprime le attrazioni e le repulsioni tra le particelle. B di un gas, che esprime le attrazioni tra le particelle. C di un gas, che esprime le repulsioni tra le particelle. D di un liquido, che esprime le attrazioni e le repulsioni tra le particelle.

12 il cloruro di sodio (nacl) in acqua si dissocia in: A ione sodio (na+) e ione cloruro (cl−). i due ioni instaurano un’interazione ione-dipolo con il solvente. B ione sodio (na−) e ione cloruro (cl+). i due ioni instaurano un’interazione ione-dipolo con il solvente. C ione solfato (na+) e ione clorato (cl−). i due ioni instaurano un’interazione ione-dipolo con il solvente. D ione sodio (na+) e ione cloruro (cl−). i due ioni instaurano un’interazione dipolo-dipolo.

183

ALLENATI PER L’UNIVERSITÀ

CAPITOLI 1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6

Selezione di domande derivanti dai Test di Ammissione alle facoltà di Medicina e Odontoiatria, Veterinaria e Professioni Sanitarie 1 alcuni elementi della tavola periodica presentano più isotopi, che differiscono tra loro per numero di: A protoni B elettroni C bosoni D neutroni E fermioni Professioni Sanitarie, 2019

2 gli isotopi 235 e 239 dell’uranio sono diversi perché: A B C D E

il primo possiede due protoni e due neutroni in meno il primo possiede quattro neutroni in meno il primo possiede quattro protoni in meno il primo possiede quattro elettroni in meno il primo possiede due protoni e due elettroni in meno

Veterinaria, Anno Accademico 2018/2019

3 il numero N = 6,022 · 1023: A corrisponde alla costante dei gas perfetti B è il numero di particelle contenute in una mole di sostanza C non esiste D corrisponde al numero quantico principale E nessuna delle altre alternative è corretta Professioni Sanitarie, 2019

4 il numero di avogadro rappresenta il numero di molecole contenute: A in un m3 B in un cm3 C in un kg D in un dm3 E in una mole

Professioni Sanitarie, 2018

5 i costituenti del fosfato di calcio [ca3(Po4)2] hanno le

seguenti masse molari espresse in g/mol: ca = 40, P = 31, o = 16. si può affermare che 0,125 moli di tale composto: A contengono 7,525 · 1024 molecole B contengono 1 mole di atomi di ossigeno C hanno massa 155 g D contengono una massa di calcio superiore quella dell’ossigeno E dissociandosi completamente liberano 0,25 moli di cationi Medicina e Odontoiatria, 2018

6 Quale delle seguenti serie di numeri quantici riferite a un elettrone è possibile? A n = 4; l = 2; m = −2; ms = +1/2 B n = 3 ; l = 3; m = +2; ms = +1/2 C n = 4; l = 1; m = −2; ms = −1/2 D n = 2; l = 2; m = −2; ms = −1/2 E n = 3; l = 0; m = 1; ms = +1/2 Veterinaria, 2019

184

7 Quale tra le seguenti affermazioni riguardanti i numeri

quantici non è corretta? A il numero quantico angolare l può assumere tutti i valori tra 0 e (n-1) B il numero quantico magnetico m indica le diverse possibilità di orientazione degli orbitali nello spazio C il numero di orbitali possibili per ogni valore di n è n3 D il numero quantico principale n può assumere tutti i valori interi positivi da 1 a infinito E il numero quantico di spin ms può assumere solo due valori Medicina e Odontoiatria, 2019

8 due elementi hanno le seguenti configurazioni elettroniche: [ar]3d104s2 e [ar]3d104s24p4 Quale delle seguenti affermazioni è corretta? A appartengono entrambi al quarto periodo B appartengono entrambi al gruppo 4 C sono entrambi metalli di transizione D Hanno entrambi due elettroni di valenza E appartengono entrambi al blocco s Medicina e Odontoiatria, 2019

9 “se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si

distribuiscono con spin paralleli, sul numero massimo possibile di tali orbitali”. Quest’affermazione è nota come: A principio di esclusione di Pauli B regola di Hund C principio di aufbau D modello di Bohr E regola dell’ottetto Veterinaria, 2019

10 Quale delle seguenti rappresenta una possibile terna di numeri quantici? A n=2 l=2 B n=4 l = −2 C n=1 l=0 D n=3 l=2 E n=0 l=1

m = −2 m = −1 m=1 m = −1 m = −1

Veterinaria, 2018

11 indicare l’alogeno: A B C D E

fe Xe ca i nessuna delle altre alternative è corretta

Professioni Sanitarie, 2019

12 La massa di un numero di avogadro di atomi di carbonio è: A B C D E

1 mol 12,01 g 12 u 1 g/mol 12,01 g/mol

Medicina e Odontoiatria 2017

aLLenati Per L’UniVersitÀ

13 considerando gli elementi della tavola periodica, a partire dal

secondo periodo, quale delle seguenti affermazioni è corretta? A i metalli alcalino-terrosi hanno energia di seconda ionizzazione minore di quella di prima ionizzazione B il carattere metallico diminuisce in ogni gruppo procedendo dall’alto verso il basso C i semimetalli sono elementi di transizione D L’elettronegatività è la variazione di energia potenziale dovuta all’aggiunta di un elettrone a un atomo neutro E i gas nobili hanno raggio atomico minore di quello del metallo alcalino dello stesso periodo Veterinaria, 2019

14 il fluoro è un: A B C D E

lantanoide alogeno metallo alcalino metallo alcalino-terroso gas nobile

Professioni Sanitarie, 2018

15 L’atomo di sodio e l’atomo di potassio: A appartengono al secondo gruppo della tavola periodica B possiedono lo stesso numero di protoni C appartengono allo stesso periodo della tavola periodica sono dei non metalli D possiedono lo stesso numero di elettroni nei rispettivi livelli esterni Professioni Sanitarie, 2018

16 in una molecola di acido cianidrico (Hcn) sono presenti complessivamente: A un legame π e tre legami σ B due legami σ e due legami π C un legame σ e tre legami π D tre legami E tre legami σ Medicina e Odontoiatria, 2019

17 nel legame metallico: A ioni positivi e negativi si attraggono reciprocamente B ioni positivi sono circondati da elettroni di valenza delocalizzati C ioni positivi e negativi sono circondati da elettroni di valenza delocalizzati D atomi neutri si attraggono reciprocamente E strati di ioni positivi si alternano a strati di ioni negativi Veterinaria, 2019

18 Quale delle seguenti molecole non è lineare secondo la teoria VsePr? A Hcn B co2 C c2H2 D caH2 E so2

Medicina e Odontoiatria, 2018

19 La forma geometrica della molecola di fosfina PH3 è: A B C D E

tetraedrica piegata trigonale planare piramidale trigonale lineare

Veterinaria, 2018

20 Per un gas ideale, se a temperatura costante: A B C D E

si triplica il volume, la pressione diventa la terza parte nessuna delle altre alternative è corretta si aumenta il volume, la pressione resta costante si dimezza la pressione, il volume si quadruplica si raddoppia la pressione, si raddoppia anche il volume

Professioni Sanitarie, 2019

21 Quale delle seguenti equazioni è corretta per un gas che ha massa m e massa molare m? A pV = mRT/m B pV = mRT/m C p/V = mRT/m D p/V = mRT/m E pV = m/mRT Veterinaria, 2019

22 Le forze intermolecolari di van der Waals agiscono solamente: A fra molecole apolari allo stato liquido B fra atomi sufficientemente vicini C fra molecole polari allo stato solido D se altri tipi di forze sono meno favorevoli E fra atomi o molecole allo stato gassoso Medicina e Odontoiatria, 2018

23 se a temperatura costante si dimezza il volume di un gas, la sua pressione: A si dimezza B si raddoppia C si mantiene costante finché non varia la t D aumenta ma non raddoppia E diminuisce di un terzo Professioni Sanitarie, 2018

24 il cloro a pressione e a temperatura ambiente si trova soltanto sotto forma di: A solido B gas C liquido e gas in equilibrio D liquido E soluzione Professioni Sanitarie, 2018

25 i ponti idrogeno che determinano elevata coesione tra

molecole di acqua si formano tra: A due atomi di idrogeno della stessa molecola B un atomo di idrogeno e un atomo di ossigeno di molecole diverse C due atomi di idrogeno di molecole diverse D due atomi di ossigeno di molecole diverse E un atomo di idrogeno e uno di ossigeno della stessa molecola Veterinaria, 2018

26 Quale tra i seguenti termini non indica una lega metallica? A B C D E

Bronzo acciaio rodio ottone ghisa

Veterinaria, 2018

185

CAPITOLO

7

CONTENUTI

Il nome e la classificazione dei composti 1 La necessità di fissare delle regole 2 Le formule chimiche e il numero di ossidazione 3 Le formule dei composti binari 4 I composti binari dell’ossigeno 5 I composti binari senza ossigeno 6 Gli ioni 7 I composti ternari 8 I sali

1

La necessità di fissare delle regole

I primi ad assegnare un nome alle sostanze chimiche furono gli alchimisti che si basavano sull’origine o sulle proprietà dei composti: per esempio, l’alcol etilico era chiamato “spirito” perché evaporava facilmente. Spesso lo stesso composto era identificato con nomi differenti e ciò creava una certa confusione. Con il trascorrere del tempo aumentò il numero delle sostanze chimiche conosciute e iniziò a farsi sentire l’esigenza di attribuire un nome specifico a ciascuna di esse. Fu Lavoisier il primo a proporre un sistema di nomenclatura: il suo metodo si rivelò così efficace che divenne il riferimento per i sistemi di nomenclatura moderni. Nel 1919 nacque la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), un’organizzazione scientifica internazionale incaricata di stabilire e aggiornare periodicamente le regole di nomenclatura. La IUPAC introdusse dei criteri che permettevano di risalire con facilità dal nome del composto alla sua formula, e viceversa. Nei paragrafi di questo capitolo proporremo sia la nomenclatura razionale IUPAC sia la nomenclatura tradizionale. La nomenclatura chimica è l’insieme dei nomi delle sostanze chimiche classificate con criteri sistematici.

186

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Con quale intento nasce la IUPAC? 2 Che cosa si intende per nomenclatura?

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

2

Le formule chimiche e il numero di ossidazione

Il concetto di valenza Un primo aiuto per scrivere la formula di un composto arriva dal concetto di valenza: • la valenza ionica, valida per i composti ionici, è il valore che coincide con il numero di elettroni ceduti o acquistati dall’atomo. È positiva per l’atomo che cede elettroni (+1, +2, +3 ecc.), negativa per quello che accetta elettroni (−1, −2, −3 ecc.); • la valenza covalente, valida per i composti covalenti, indica il numero di legami covalenti che l’atomo ha formato con altri atomi. Possiamo in generale dire che: la valenza indica il numero di elettroni esterni che l’atomo di un dato elemento acquista, cede oppure condivide con altri atomi a cui è legato.

ENGLISH

valenza valence

Non bisogna confondere la valenza con il numero degli elettroni di valenza: la valenza non corrisponde a tutti gli elettroni esterni, ma solo a quelli impegnati nei legami. Consideriamo il caso del nitrito di sodio NaNO2; contando gli elettroni messi in gioco da ciascun atomo, verifichiamo che:

O N O x Na

O N O Na

• il sodio ha 1 elettrone di valenza (x) e ha valenza 1 (forma un solo legame); • l’azoto ha 5 elettroni di valenza (elettroni blu), ma ha valenza 3 (forma tre legami); • l’ossigeno ha 6 elettroni di valenza (elettroni rossi), ma ha valenza 2 (forma due legami). Per risalire alla valenza di un elemento è necessario quindi conoscere la formula di struttura del composto, cioè sapere quanti atomi sono presenti e in quale modo sono legati tra loro.

Il concetto di numero di ossidazione Per scrivere e interpretare correttamente le formule dei composti, bisogna conoscere la valenza degli elementi nonché la struttura elettronica del composto, cosa tutt’altro che semplice. Il rame può formare due composti, CuO e Cu2O: in questi composti la valenza dell’elemento cambia e assume valori 1 e 2; il cloro può formare quattro composti diversi, in cui la sua valenza assume i valori 1, 3, 5, 7. Al posto della valenza si preferisce perciò usare il numero di ossidazione, o stato di ossidazione, un valore dato convenzionalmente a un elemento in funzione della carica assegnata anche agli atomi vicini: il numero di ossidazione (n.o.) di un elemento in una data sostanza equivale alla carica reale o formale degli atomi di tale elemento, ottenuta attribuendo gli elettroni di ogni legame all’atomo più elettronegativo.

ENGLISH

numero di ossidazione oxidation number

In altre parole, il numero di ossidazione è la differenza tra il numero di elettroni di valenza dell’atomo considerato e il numero di elettroni che rimangono nell’atomo dopo aver assegnato tutti gli elettroni di legame all’elemento più elettronegativo di ogni coppia. Nel caso dell’acqua, sapendo che l’elettronegatività dell’ossigeno è superiore a quella dell’idrogeno, l’elettrone di valenza dell’idrogeno, quello che forma il legame, è assegnato convenzionalmente all’atomo più elettronegativo, l’ossigeno.

187

I rispettivi numeri di ossidazione sono: n.o. = evalenza − erimanenti

n.o. H = 1 − 0 = +1

O

n.o. O = 6 − 8 = −2

H

H

–2

+1

O

H

H

+1

Nel diossido di carbonio (O C O), i 4 elettroni di valenza del carbonio che formano il legame sono assegnati all’atomo più elettronegativo, l’ossigeno. Il carbonio ha un numero di ossidazione +4 (è come se cedesse gli elettroni); l’ossigeno ha n.o. −2 (è come se acquistasse gli elettroni). Allo stesso modo gli elettroni di legame dell’acido cloridrico (HCl) sono assegnati al cloro: l’idrogeno acquista una carica +1 e il cloro una carica −1. +4

–2

O

C

O

diossido di carbonio

O

C

–2

O

si assegnano gli elettroni di legame a ogni atomo di ossigeno

+1

H Cl cloruro di idrogeno

–1

H Cl si assegnano gli elettroni di legame al cloro

Per assegnare il numero di ossidazione agli elementi, è necessario seguire alcune regole, brevemente riassunte di seguito, e ricordare che una formula chimica è formata da simboli e numeri. Dobbiamo tenere presente che: il numero di ossidazione incognito di un elemento in un composto si calcola ricordando che la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi nella molecola deve essere zero oppure, se si tratta di uno ione, deve essere uguale alla carica. La definizione precedente si traduce nelle seguenti formule (N° indica il numero di atomi di quell’elemento): • nel caso di un composto neutro N° · (n.o.noto) + N° · (n.o.noto) + … + N° · (n.o.incognito) = 0

• nel caso di uno ione N° · (n.o.noto) + N° · (n.o.noto) + … + N° · (n.o.incognito) = carica totale Se volessimo calcolare il numero di ossidazione dello zolfo (S) nell’acido solforico, H2SO4, basterebbe applicare la prima formula e risolvere l’equazione di primo grado: 2 atomi di idrogeno · (+1) + 1 atomo di zolfo (x) + 4 atomi di ossigeno · (−2) = 0 2 + x − 8 = 0 → x = +6 Il numero di ossidazione dello zolfo è +6.

Le regole per determinare il n.o. Vediamo ora le regole utili per assegnare i numeri di ossidazione (n.o.). 1. Un atomo allo stato elementare (come il ferro in una barra di ferro puro o il carbonio in un diamante) oppure legato ad atomi uguali (come H2, O3 ecc.) ha numero di ossidazione 0. 2. Nel caso di ioni monoatomici (come Na+, Ca2+, Br− ecc.) la carica (che è reale) coincide con il numero di ossidazione (+1 per Na+, +2 per Ca2+, −1 per Br−). 3. L’idrogeno forma sempre un solo legame, pertanto: – con atomi più elettronegativi assume numero di ossidazione +1 (come in HF e H2O); – con atomi meno elettronegativi assume numero di ossidazione −1 (come negli idruri, tipo CaH2).

188

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

4. L’ossigeno forma in genere due legami ed è l’elemento più elettronegativo di tutti (dopo il fluoro), perciò assume numero di ossidazione −2, con tre sole eccezioni: – nel legame con il fluoro, in cui ha n.o. +2; – nei perossidi, in cui due atomi di ossigeno sono legati fra loro e formano lo ione perossido (O22−), ogni atomo di ossigeno ha carica formale −1; – nello ione superossido (O2−), in cui ogni atomo di ossigeno ha carica −1/2. 5. In una molecola o in una unità formula la somma di tutti i numeri di ossidazione deve essere 0. Per esempio, in HCl e in NaCl la somma dei n.o. è 0. 6. In uno ione poliatomico la somma di tutti i numeri di ossidazione deve essere uguale alla carica dello ione. Per esempio, nel caso dello ione SO42−, la somma dei n.o. deve essere uguale a −2 (carica dello ione). La Figura 1 riporta i numeri di ossidazione principali di alcuni elementi della tavola periodica. Come possiamo notare, i metalli alcalini (gruppo IA) hanno n.o. +1; infatti hanno un solo elettrone di valenza e hanno bassa elettronegatività, per cui tendono a cedere il loro elettrone più esterno formando ioni con carica +1. Al contrario, gli alogeni (gruppo VIIA) hanno n.o. −1 perché tendono ad acquistare un elettrone, ma possono assumere anche altri numeri di ossidazione. Il bromo, per esempio, può assumere i numeri di ossidazione −1, +1, +3 e +5. I metalli alcalino-terrosi (gruppo IIA) hanno n.o. +2 e gli elementi del gruppo IIIA hanno per lo più n.o. +3. Gli elementi del gruppo IVA hanno n.o. +4, ma carbonio, piombo e stagno possono anche assumere n.o. +2. Infine, i gas nobili (gruppo VIIIA) hanno n.o. 0. IA (1) ±1

VIII A (18) III A IV A V A VI A VII A 0 (13) (14) (15) (16) (17) He

H

II A (2)

1

2

3

Li

Be

B

C

1

2

3

±4 –3,–2, ±2, 3, ±1,3, 1,3,4,5 4, 6 4,5,7

0

Al

Si

Ar

Na

III B IVB V B VI B VIIB VIIIB I B II B Mg (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12)

1

2

3

K

Ca

Sc

1

2

Rb

Sr

1

2

Cs

Ba

1

2

Fr

Ra

Y

2, 3, 2, 3, 2, 3, 2,3,4, 2, 3 4 4, 5 6 6,7

Ti Zr

V Nb

Cr Mo

Mn Tc

Fe Ru

2, 3

2, 3

1,2

2

3

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

1

2

3

Rh

Pd

Ag

Cd

In

2, 4

1, 3

1, 2

1, 3

Tl

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

2, ±4 ±1,±2, –2,–1 –1 ±3,4,5

N P

O S

F Cl

–4, 2, ±3, 5 –2, 4, ±1, 3, 4 6 5

Ge

As

Se

Br

0

Ne

0

Kr

2, 4 ±3, 5 –2 4, ±1, 5, 6 7

0

Sn

Xe

Sb

Te

I

2, 4 3, 4, 2, 4 ±1, 3, 5 5, 7

Pb

Bi

Po

At

0

Rn

← Figura 1

PROBLEMA SVOLTO

1 Assegnare i numeri di ossidazione (1) Calcola il n.o.: a. del carbonio nel monossido di carbonio CO b. dell’azoto nello ione poliatomico NH+4 RISOLVI

a. Per trovare il n.o. dell’elemento incognito nel Co è necessario applicare e risolvere la relazione: N° · (n.o.noto) +  N° · (n.o.noto) + … + N° · (n.o.incognito) = 0 b. Per trovare il n.o. dell’elemento incognito nello ione nH+4 è necessario applicare e risolvere la relazione: N° · (n.o.noto) +  N° · (n.o.noto) + … + N° · (n.o.incognito) = carica totale

PROBLEMA SVOLTO

Assegnare i numeri di ossidazione (2)

189

Calcola a. nel Co c’è 1 atomo di ossigeno, n.o. −2, e 1 atomo di carbonio, il cui n.o. è incognito (il carbonio può avere più numeri di ossidazione). la molecola non ha cariche positive o negative per cui la carica totale è nulla. 1. scrivi la formula sostituendo i numeri: 1 · (−2) + 1 · x = 0 2. Risolvi l’equazione di primo grado: x = +2 b. In questo caso si tratta di uno ione, perciò la somma dei n.o. deve essere uguale alla carica dello ione. 1. scrivi la formula sostituendo i numeri: 4 · (+1) + 1 · x = +1 2. Risolvi l’equazione di primo grado: x = −3

FAI PRATICA

2 Assegna il n.o. all’elemento scritto in rosso in ciascuno dei seguenti composti: a. N2O4

[a. +4; b. +1; c. +7]

b. Hg2Cl2 c. KMnO4

VIDEO TUTORIAL

La classificazione dei composti Ora che abbiamo imparato che cos’è il numero di ossidazione e come si calcola, possiamo iniziare a classificare i composti chimici. Possiamo fare una prima distinzione tra: • composti inorganici, formati da tutti gli elementi tranne il carbonio (a eccezione di CO2, CO, carbonati e cianuri che sono inorganici); • composti organici, formati da carbonio che si lega con idrogeno e pochi altri elementi. I composti inorganici possono essere classificati in base al numero degli elementi diversi che li costituiscono: i composti binari sono formati da due elementi, i composti ternari da tre elementi e i composti quaternari da quattro elementi (Figura 2). Sulla base di questa classificazione generale, nei prossimi paragrafi vedremo come si rappresentano correttamente i diversi composti chimici e come si assegna il nome sia in base alla nomenclatura IUPAC (con alcune varianti introdotte dalla notazione di Stock) sia in base alla nomenclatura tradizionale, che è ancora in uso nei laboratori di chimica.

PREPARATI ALLA VERIFICA 3 definisci la valenza ed evidenzia le differenze tra valenza ionica e covalente. 4 Che cosa si intende per numero di ossidazione? 5 enuncia le regole da seguire per assegnare il n.o.

COMPOSTI INORGANICI

composti binari

ossidi

basici

190

idracidi

acidi

idruri

composti ternari

sali degli idracidi

idrossidi

ossoacidi

composti quaternari

sali degli ossoacidi

↑ Figura 2

sali idrogenati degli ossoacidi

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

3

Le formule dei composti binari

La valenza e il numero di ossidazione di un elemento sono importanti perché ci permettono di scrivere le formule dei composti. Prima, però, è necessario conoscere alcune regole sintattiche dalle quali dipende la corretta rappresentazione dei composti chimici. Per scrivere la formula di un composto binario si procede come segue. • Si scrivono i simboli dei due elementi secondo l’ordine stabilito dalla IUPAC: – se il composto è formato da un metallo e un non metallo, si scrive per primo il simbolo del metallo seguito da quello del non metallo. Per esempio: NaCl metallo

non metallo

– se il composto è formato da due non metalli (o semimetalli), si scrive per primo il simbolo dell’elemento che si trova a sinistra dell’altro nel seguente ordinamento: Rn Xe Kr Ar Ne He B Si

C Sb As P

N

H Te Se S At

I

Br Cl O

F

Nella formula dell’acqua (H2O), per esempio, l’idrogeno (H) è scritto prima dell’ossigeno (O). • Si attribuiscono ai simboli dei due elementi indici opportuni, in modo che la somma algebrica del numero di ossidazione sia zero. La formula di un composto binario si ricava dai numeri di ossidazione degli elementi presenti: basta scrivere il valore del numero di ossidazione di un elemento come indice dell’altro (Figura 3). Quando i numeri di ossidazione diventano indici i segni + e − spariscono. Nel caso in cui gli indici siano multipli occorre dividere per il massimo comune divisore. +3

–2

+3

–2

X

Y

X

Y

X2Y3

← Figura 3

Per esempio, nel cloruro di bario, il numero di ossidazione del bario è +2, quello del cloro è −1. La somma delle cariche deve essere zero: n.o.Bario + 2 · (n.o.Cloro) = 0 → +2 + 2 · (−1) = 0 La formula è quindi: +2 −1

Ba Cl = BaCl2 l’indice 1 è omesso

Nel diossido di carbonio, il numero di ossidazione del carbonio è +4, quello dell’ossigeno è −2: PER CAPIRE

+4 −2

C O = C2O4 = C _2_O _4_ = CO2 2

2

I due indici sono divisibili entrambi per 2, perciò devono essere semplificati. Anche in questo caso, la somma delle cariche deve essere sempre zero: CO2 → +4 +2 · (−2) = 0. La carica del carbonio è +4, quella di ciascun ossigeno è −2.

la regola è ricca di eccezioni: alcune formule, come P4o6, P4o10, Cr2o6, n2H2, B2H6, non sono minime e non devono essere semplificate.

191

La IUPAC classifica i composti binari in due famiglie: • i composti dell’ossigeno, e cioè: gli ossidi (come CaO), i perossidi (come H2O2) e i superossidi (come KO2); • i composti privi di ossigeno, e cioè: gli idruri (come CaH2), gli idracidi (come HBr) e i sali degli idracidi (come CaBr2). La Tabella 1 riporta i composti binari che studieremo in questo capitolo.

Metallo

Ossigeno

Idrogeno

Non metallo

ossido basico (ossido)

idruri

sali degli idracidi

idracidi, idruri

composti binari (Cs2, PCl3 ecc.)

Non metallo ossido acido (anidride)

← Tabella 1 Composti binari inorganici.

PROBLEMA SVOLTO

3 Determinare la formula di un composto binario Determina la formula dei seguenti composti binari: a. solfuro di sodio (n.o. sodio = +1; n.o. zolfo = −2); b. anidride solforica (n.o. ossigeno = −2; n.o. zolfo = +6). RISOLVI

scrivi i simboli degli elementi secondo l’ordine stabilito dalla IUPAC. Attribuisci ai simboli dei due elementi indici opportuni.

Calcola a. 1. Il sodio è un metallo, lo zolfo è un non metallo. l’ordine è quindi: nas 2. scrivi gli indici sapendo che la somma algebrica dei numeri di ossidazione è zero: +1

–2

+1

–2

Na

S

Na

S

Na2 S

la carica del sodio è +1, quella dello zolfo è −2. la somma delle cariche deve essere zero, perciò: na2s = +2 · (+1) + 1 · (−2) = 0. b. 1. lo zolfo e l’ossigeno sono non metalli. È necessario far riferimento all’ordine stabilito; dato che lo zolfo si trova a sinistra dell’ossigeno, l’ordine è: so 2. scrivi gli indici sapendo che la somma algebrica dei numeri di ossidazione è zero. Ponendo come indice di ciascun elemento il valore assoluto del numero di ossidazione dell’altro elemento, si arriva alla formula s2o6. +6

–2

+6

–2

S

O

S

O

dividendo gli indici per il loro divisore comune (2), si trova: so3.

FAI PRATICA

4 Determina la formula dei seguenti composti binari:

a. cloruro di calcio (n.o. calcio = +2; n.o. cloro = −1); b. solfuro ferrico (n.o. ferro = +3; n.o. zolfo = −2).

192

S2O6

PREPARATI ALLA VERIFICA 6 Che cosa si intende per composti binari? 7 elenca i composti binari previsti dalla nomenclatura IUPAC. 8 Come si procede per scrivere la formula di un composto binario?

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

4

I composti binari dell’ossigeno

Gli ossidi

X O

Gli ossidi sono composti binari costituiti da ossigeno e un altro elemento, che può essere un metallo, un semimetallo o un non metallo. L’ossigeno reagisce con la maggior parte degli elementi in modo più o meno energico, formando due famiglie di composti (Figura 4): gli ossidi metallici (detti ossidi basici) e gli ossidi non metallici (detti ossidi acidi o anidridi). Gli aggettivi “acido” e “basico” associati alla parola ossido si riferiscono a una delle loro proprietà chimiche: in particolare (come studieremo più avanti) essi, in soluzione, colorano la cartina tornasole rispettivamente di rosso (acido) e di blu (basico). È possibile assegnare il nome a questa classe di composti in tre modi diversi, a seconda che si usino le regole IUPAC, Stock oppure tradizionali.

ENGLISH

ossido oxide

PER CAPIRE

elemento + ossigeno ↓ ossido

ossigeno con

nomenclatura tradizionale

con

metallo

non metallo

OSSIDO (ossido basico)

ANIDRIDE (ossido acido)

nomenclatura tradizionale

OSSIDO

nomenclatura IUPAC

← Figura 4

Regole IUPAC per gli ossidi Il nome dell’ossido è formato dalla parola “ossido” seguita dalla preposizione “di” e dal nome dell’altro elemento. Per esempio, CaO è l’ossido di calcio. Quando la formula ha più atomi di uno o di entrambi gli elementi, come Na2O, CO2 e Al2O3, si usano dei prefissi numerali (Tabella 2) che definiscono il numero di atomi presenti e che corrispondono agli indici della formula finale. Prefisso

Indice

Prefisso

mono-

1

esa-

6

di-

2

epta-

7

tri-

3

otta-

8

tetra-

4

nona-

9

penta-

5

deca-

10

di

Na2O monossido di disodio

mono

CO2

di

diossido di carbonio

di

Al2O3

Indice

← Tabella 2 Prefissi utilizzati nella nomenclatura IUPAC.

tri

triossido di dialluminio

193

Quindi, il nome IUPAC di un ossido si “costruisce” nel modo seguente: prefisso (che indica il numero di atomi di ossigeno) + ossido di + (prefisso seguito da) nome dell’elemento.

PROBLEMA SVOLTO

5 Assegnare il nome IUPAC agli ossidi Assegna il nome IUPAC ai composti PbO e P4O6 RISOLVI

In entrambi i casi si tratta di un ossido, cioè di un composto binario dell’ossigeno con un altro elemento. nel primo composto Pb è il simbolo del piombo, quindi si tratta di un ossido di piombo. dato che nella formula c’è un solo atomo di ossigeno, si tratta di un monossido; il prefisso mono- si omette. Quindi il nome è: Pbo

→

(mon)ossido di piombo

nel secondo composto P è il simbolo del fosforo, quindi si tratta di un ossido del fosforo. dato che nella formula ci sono 4 atomi di fosforo (prefisso tetra-) e 6 atomi di ossigeno (prefisso esa-), il nome è: P4o6 →

esaossido di tetrafosforo

FAI PRATICA

6 Assegna il nome IUPAC ai seguenti composti: a. Fe2O3 b. Mn2O7

c. N2O4

Regole Stock per gli ossidi Quando l’elemento legato all’ossigeno ha più di un numero di ossidazione (come nel caso del ferro, Figura 5), è utile ricorrere alla notazione di Stock, che non usa i prefissi numerali ma fa seguire al nome dell’elemento il suo n.o. scritto come numero romano tra parentesi e senza segno. Per esempio, nel caso dei due ossidi del ferro: n.o. +2

n.o. +3

FeO

Fe2O3

ossido di ferro (II)

ossido di ferro (III)

Regole della nomenclatura tradizionale Nella nomenclatura tradizionale si dividono gli ossidi in due classi: • ossidi basici (o semplicemente ossidi), formati da ossigeno e un metallo (Me); sono chiamati “basici” perché con l’acqua danno idrossidi, cioè delle basi; Me O

CaO ossido basico

metallo + ossigeno

• ossidi acidi (o anidridi), formati da ossigeno e un non metallo (NonMe); sono chiamati “acidi” perché con l’acqua danno ossoacidi. NonMe O

CO2

ossido acido

non metallo + ossigeno

Per assegnare il nome agli ossidi basici è necessario distinguere due casi. 1. Se il metallo forma un solo ossido, cioè se il metallo ha un solo numero di ossidazione, si usa chiamarlo: ossido di + nome del metallo

194

fe2o3

↑ Figura 5

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Il sodio (gruppo IA) e il calcio (IIA) sono due metalli con un numero di ossidazione che coincide con il numero del gruppo di appartenenza: +1 e +2. I nomi dei loro ossidi sono: Na2O, ossido di sodio e CaO, ossido di calcio. 2. Se il metallo forma due ossidi, cioè se il metallo ha due numeri di ossidazione, il nome sarà:

• ossido di (nome del metallo) + -oso (il suffisso -oso indica il n.o. più basso); • ossido di (nome del metallo) + -ico (il suffisso -ico indica il n.o. più alto). Il ferro per esempio, come molti altri metalli, ha due numeri di ossidazione, +2 e +3; in tal caso i nomi saranno: • FeO, ossido ferroso (n.o. Fe = +2); • Fe2O3, ossido ferrico (n.o. Fe = +3). NonMe O Gli ossidi acidi sono composti binari di un non metallo o semimetallo con l’ossigeno, comunemente chiamati anidridi. Nella nomenclatura delle anidridi si distinguono tre casi. 1. Se il non metallo o semimetallo forma una sola anidride, cioè ha un solo numero di ossidazione, il nome sarà composto da: anidride + nome di non metallo + -ica. B2O3 CO2 anidride borica

anidride carbonica

2. Se il non metallo o il semimetallo può formare due anidridi, cioè ha due numeri di ossidazione, il nome sarà: • anidride + (nome del metallo) + -osa (il suffisso -osa indica il n.o. più basso); • anidride + (nome del metallo) + -ica (il suffisso -ica indica il n.o. più alto). 3. Se il non metallo o il semimetallo forma quattro anidridi, oltre a usare i suffissi -osa e -ica, si usano i prefissi ipo- e per- per il numero di ossidazione più basso e più alto. Per esempio, nel caso del cloro, che forma quattro diverse anidridi, i nomi sono: +1 anidride

+3

+5

+7

Cl2O

Cl2O3

Cl2O5

Cl2O7

ipoclorosa

clorosa

clorica

perclorica

IN DIGITALE

In più Ossidi anfoteri, perossidi e superossidi

IN DIGITALE

In più I nomi degli ossidi

Tra le eccezioni, per quanto riguarda l’attribuzione del nome, ricordiamo l’ossido H2O (ossido di diidrogeno, IUPAC) che conosciamo come acqua.

I perossidi e i superossidi I perossidi sono composti binari nei quali il n.o. dell’ossigeno è −1; contengono due atomi di ossigeno uniti tra loro nel gruppo perossido O O . I superossidi sono composti a carattere ionico che contengono lo ione superossido (O2−), in cui ogni atomo di ossigeno ha n.o. −1/2. Le nomeclature IUPAC e tradizionale (la nomenclatura stock non è utilizzata) portano alle seguenti denominazioni: Na2O2

KO2

diossido di disodio perossido di sodio

diossido di potassio superossido di potassio

nome IUPAC nome tradizionale

Fai attenzione! Nelle formule H2O2 e Na2O2 gli indici non vanno semplificati, perché gli atomi di ossigeno sono legati tra loro.

PREPARATI ALLA VERIFICA 9 Che cos’è un ossido? 10 Che cos’è un’anidride? 11 fai un esempio di ossido acido e di ossido basico e spiega qual è la differenza tra i due ossidi. 12 Quali sono le differenze tra la nomenclatura IUPAC e stock negli ossidi?

195

5

I composti binari senza ossigeno

Gli idruri

X H ENGLISH

Gli idruri sono i composti binari dell’idrogeno.

idruro hydride

Come illustrato nello schema in Figura 5, dalla reazione tra l’idrogeno (H2) e un metallo si formano idruri metallici (come NaH), mentre dalla reazione tra l’idrogeno e un non metallo si formano idruri covalenti (come PH3).

idrogeno con

IN PIÙ

Come vedremo, negli idruri metallici il n.o. dell’idrogeno è −1, mentre negli idruri covalenti il n.o. dell’idrogeno è +1.

con

metallo

non metallo

con alcuni elementi dei gruppi (VI e VIIA)

idrogeno + metallo

IDRACIDO idruro metallico

PER CAPIRE

↓ idruro metallico

idruro covalente

PER CAPIRE

IDRURO

idrogeno

← Figura 5

+ non metallo

Regole della nomenclatura IUPAC Nella nomenclatura IUPAC il nome di un idruro si costruisce nel modo seguente: prefisso (che indica il numero di atomi di idrogeno) + idruro di + (prefisso seguito da) nome del metallo o del non metallo. Per esempio: NaH

CaH2

idruro di sodio

diidruro di calcio

(il prefisso mono- è omesso)

PROBLEMA SVOLTO

7 Assegnare il nome agli idruri Assegna il nome IUPAC ai seguenti composti binari dell’idrogeno: a. FeH3 b. BeH2 c. SbH3 RISOLVI

si tratta di tre composti binari privi di ossigeno; sono tre idruri. → triidruro di ferro a. feH3 b. BeH2 → diidruro di berillio c. sbH3 → triidruro di antimonio

FAI PRATICA

8 Assegna il nome IUPAC ai seguenti composti binari: a. PH3 b. SnH4

196

↓ idruro covalente

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Regole Stock per gli idruri Se l’elemento metallico combinato con l’idrogeno forma più di un idruro, si può utilizzare la notazione di Stock secondo la quale al nome del metallo si fa seguire un numero romano, uguale al suo n.o. (senza segno), scritto tra parentesi. Per esempio, nel caso dello stagno: +2

+4

SnH2

SnH4

idruro di stagno (II)

idruro di stagno (IV)

Regole della nomenclatura tradizionale La nomenclatura tradizionale prevede regole analoghe a quelle adottate per gli ossidi basici; invece di “ossido”, però, si usa il termine “idruro”: n.o. più basso (+2)

n.o. più alto (+3)

CaH2

FeH2

FeH3

idruro di calcio

idruro ferroso

idruro ferrico

I non metalli boro (B), carbonio (C), silicio (Si), azoto (N), fosforo (P), arsenico (As) e antimonio (Sb) formano idruri di tipo covalente. Per alcuni di questi composti sono in uso nomi tradizionali (ammessi dalla IUPAC) che in alcuni casi è bene memorizzare: NH3

PH3

AsH3

SbH3

ammoniaca

fosfina

arsina

stibina

L’azoto dà anche un idruro di formula N2H2, noto come idrazina. Gli idruri del carbonio, come CH4 o C2H4 o C6H6 e moltissimi altri, sono noti come idrocarburi e seguono le regole della nomenclatura organica. L’idrocarburo più semplice (CH4) si chiama metano. L’idruro di silicio (SiH4) si chiama silano; l’idruro di boro (BH3) si chiama borano (esiste anche il diborano, B2H6).

Gli idracidi Gli idracidi sono composti binari dell’idrogeno con gli elementi del gruppo VIIA e con alcuni del gruppo VIA. Nella formula degli idracidi l’idrogeno è sempre scritto prima del non metallo. Gli idracidi sono composti molecolari che si comportano da acidi: quando si sciolgono in acqua, ionizzano producendo ioni H+ e anioni del non metallo; per esempio:

Regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale Nella nomenclatura IUPAC il nome degli idracidi si ottiene aggiungendo il suffisso -uro alla radice del nome del non metallo, seguita da “di idrogeno”. Il numero di atomi di idrogeno è indicato con prefissi numerali. Nella nomenclatura tradizionale si usa la parola “acido” seguita dalla radice del nome del non metallo con il suffisso -idrico. Per esempio, nel caso degli idracidi di fluoro e zolfo: fluoruro di idrogeno

solfuro di diidrogeno

HF

H2S

acido fluoridrico

acido solfidrico

PER CAPIRE

idrogeno + ↓

Gli idracidi comprendono anche l’acido cianidrico (HCN), un composto ternario.

H2S

idracidi hydroacid

principali non metalli

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl− (aq)

HF

ENGLISH

nome IUPAC

nome tradizionale

idracidi

PREPARATI ALLA VERIFICA 13 Quali sono i composti binari senza ossigeno? 14 Assegna il nome ai seguenti composti: Hg2H2, AlH3. 15 Qual è la differenza tra idruro e idracido?

197

6

Gli ioni

Prima di affrontare le regole di nomenclatura dei composti ternari e quaternari è utile soffermarci sugli ioni. Molti dei composti che incontreremo, infatti, hanno natura ionica per cui, combinando opportunamente cationi con un anione (monoatomico o poliatomico), si possono ottenere le loro formule. Naturalmente, per ottenere un composto neutro occorre mettere insieme il numero corretto di ioni di carica opposta.

PER CAPIRE

Fai attenzione! negli ioni poliatomici la carica (positiva o negativa) è distribuita su un gruppo di atomi uniti tra loro da legami covalenti.

Assegnare il nome ai cationi I cationi monoatomici sono denominati utilizzando la parola “ione” seguita dal nome del metallo e dalla sua carica scritta tra parentesi in numeri arabi preceduti dal segno “+” (notazione di Ewens-Bassett) o in numeri romani (notazione di Stock, preferita dalla IUPAC). Per esempio, lo ione Fe2+ ha nome: Fe2+ ione ferro (+2) notazione di ewens-Bassett

oppure

ione ferro (II) notazione di stock

La nomenclatura tradizionale prevede l’uso dei suffissi -oso e -ico per gli ioni con due stati di ossidazione, -ico per gli ioni con un solo stato di ossidazione: Na+

Cu+

Cu2+

ione sodico

ione rameoso

ione rameico

Nel caso dei cationi poliatomici valgono le stesse regole, ma occorre aggiungere prima del nome dell’elemento il prefisso numerale che corrisponde al numero di atomi dell’elemento; quindi, per esempio, lo ione H2+ è chiamato ione diidrogeno (I). Alcuni cationi poliatomici si formano per addizione di idrogeno agli idracidi; riportiamo alcuni esempi insieme con il nome IUPAC, che prevede il suffisso -onio: H3O+

H3S+

H2F+

ione ossonio (o ione idronio)

ione solfonio

ione fluoronio

Ci sono tuttavia ioni che mantengono nomi tradizionali, per esempio: ione carbonile (CO+); ione nitrosile (NO+); ione ammonio (NH4+).

Assegnare il nome agli anioni Nel caso degli anioni monoatomici si usa solo la nomenclatura IUPAC che prevede di aggiungere il suffisso -uro alla radice del nome dell’elemento: ione + radice del nome dell’elemento + suffisso -uro Quindi, per esempio: Cl−

S2−

H−

ione cloruro

ione solfuro

ione idruro

Fa eccezione lo ione dell’ossigeno (O2−), che è chiamato ione ossido. Ioni come Cl− e S2− derivano dagli idracidi corrispondenti (rispettivamente HCl e H2S) quando questi perdono tutti gli atomi di idrogeno. Un idracido può anche perdere l’idrogeno solo in parte e dare ioni del tipo: HS− ione idrogenosolfuro (I) ione solfuro acido

198

nome IUPAC nome tradizionale

PER CAPIRE

l’anione K− (di KH) si chiama caluro, mentre l’anione na− (di naH) si chiama natruro; lo ione n3− si chiama nitruro.

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Alcuni anioni poliatomici sono formati da atomi di uno stesso elemento, come I3−, C22− o O22−; i nomi si costruiscono in modo analogo a quelli degli anioni monoatomici con l’aggiunta del prefisso opportuno: I3−

C22−

O22−

ione triioduro

ione dicarburo

ione diossido (I)

nome IUPAC

ione acetiluro

ione perossido

nome tradizionale

Il nome degli anioni poliatomici che contengono ossigeno può essere assegnato con diversi sistemi. La nomenclatura IUPAC prevede quanto segue: • si inizia con un prefisso che indica il numero di atomi di ossigeno presenti nella formula a cui si fa seguire “osso” e poi il nome dell’elemento diverso dall’ossigeno con il suffisso -ato; per esempio: CO32− triossocarbonato

• se necessario, si usa un ulteriore prefisso (di-, tri-, tetra- ecc.) per indicare il numero di volte che si ripete ogni elemento diverso dall’ossigeno: Cr2O72− eptaossodicromato

In generale, dunque: ione + prefisso numerale per atomi di ossigeno seguito da -osso + nome elemento + suffisso -ato. In alternativa (Tabella 3), si può utilizzare la notazione di Stock. Al suffisso -ato si fa seguire il numero romano (scritto tra parentesi) che corrisponde al numero di ossidazione (senza segno) dell’elemento diverso dall’ossigeno: SO32−

SO42−

ione solfato (IV)

ione solfato (VI)

La Tabella 3 riporta anche la cosiddetta nomenclatura sistematica, che mette insieme la IUPAC e la Stock perché in alcuni casi, come vedremo più avanti, è pratica da usare. La nomenclatura tradizionale utilizza i suffissi -oso (o -ito) e -ico in ordine di numero di ossidazione crescente. In certi casi si deve fare ricorso anche ai prefissi ipo- e per-: n.o. più basso +3 (+1)

n.o. più alto (+7)

+5

ClO−

ClO2−

ClO3−

ClO4−

ione ipocloroso ione ossoclorato

ione cloroso ione diossoclorato

ione clorico ione triossoclorato

ione perclorico ione tetraossoclorato

nome tradizionale nome IUPAC

Alcuni ioni poliatomici dell’ossigeno contengono anche atomi di idrogeno; nella nomenclatura IUPAC si indicano gli atomi di idrogeno con un prefisso e la parola “idrogeno”. Per esempio: HAsO42−

H2AsO4−

ione (mono)idrogenotetraossoarseniato

ione diidrogenotetraossoarseniato

nome IUPAC

ione (mono)idrogenotetraossoarseniato (V)

ione diidrogenotetraossoarseniato (V)

nome sistematico

ione arseniato monoacido

ione arseniato biacido

nome tradizionale

In alcuni casi persiste l’uso di nomi tradizionali: ione bisolfito (HSO3−), ione bisolfato (HSO4−) e ione bicarbonato (HCO3−). Altri ioni da ricordare sono: lo ione idrossido (OH−) e lo ione cianuro (CN−).

IN DIGITALE

In più La chimica di coordinazione

199

Elemento

Ione

Nome IUPAC

Notazione di Stock

Nome sistematico (IUPAC + Stock)

carbonio

Co32−

triossocarbonato

carbonato (IV)

ione triossocarbonato (IV)

no2−

diossonitrato

nitrato (III)

ione diossonitrato (III)

no3−

triossonitrato

nitrato (V)

ione triossonitrato (V)

Po43−

tetraossofosfato

fosfato (V)

ione tetraossofosfato (V)

Aso33−

triossoarseniato

arseniato (III)

ione triossoarseniato (III)

Aso43−

tetraossoarseniato

arseniato (V)

ione tetraossoarseniato (V)

so32−

triossosolfato

solfato (IV)

ione triossosolfato (IV)

so42−

tetraossosolfato

solfato (VI)

ione tetraossosolfato (VI)

Io−

ossoiodato

iodato (I)

ione ossoiodato (I)

Io3−

triossoiodato

iodato (V)

ione triossoiodato (V)

Io4−

tetraossoiodato

iodato (VII)

ione tetraossoiodato (VII)

Cro42−

tetraossocromato

cromato (VI)

ione tetraossocromato (VI)

Cr2o72−

eptaossodicromato

dicromato (VI)

ione eptaossodicromato (VI)

mno32−

triossomanganato

manganato (IV)

ione triossomanganato (IV)

mno42−

tetraossomanganato (−2)

manganato (VI)

ione tetraossomanganato (VI)

mno4−

tetraossomanganato (−1)

manganato (VII)

ione tetraossomanganato (VII)

azoto fosforo arsenico

zolfo

iodio

cromo

manganese

Assegnare il nome agli ioni complessi Alcuni elementi, soprattutto i metalli di transizione, in condizioni adatte possono formare degli ioni complessi. Uno ione metallico centrale coordina (cioè lega) attorno a sé dei ligandi, ovvero delle specie che possono condividere delle coppie di elettroni con il metallo. L’acqua (H2O), l’ammoniaca (NH3), lo ione cloruro (Cl−) e lo ione cianuro (CN−) possono formare ioni complessi con i metalli:

H O H

N H

H

H

Cl

–

C N

↑ Tabella 3 nome di alcuni ioni poliatomici secondo la nomenclatura IUPAC, stock e sistematica.

–

Per esempio, lo ione Cu2+ può coordinare attorno a sé 6 molecole di acqua e formare lo ione complesso: [Cu(H2O)6]2+ esaacquocuprato (II)

La parentesi quadra sta a indicare che lo ione metallico e i ligandi (H2O) che gli stanno intorno formano una unità strutturale con carica +2. Nella nomenclatura IUPAC, ogni ligando è citato in ordine alfabetico preceduto dal prefisso opportuno; il nome del metallo prende il suffisso -ato. La carica dello ione centrale è indicata tra parentesi con numerazione romana. Lo ione Ni2+ può coordinare attorno a sé 6 molecole di ammoniaca e formare lo ione complesso: [Ni(NH3)6]2+ esaamminonichelato (II)

200

PREPARATI ALLA VERIFICA 16 Quali sono le regole per assegnare il nome IUPAC a un anione poliatomico con ossigeno? 17 Assegna il nome ai seguenti ioni: li+, Cr3+, P3−, Co32−. 18 scrivi la formula dello ione cianuro e dello ione idrossido.

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

7

I composti ternari

I composti ternari sono formati da tre elementi. La nomenclatura IUPAC e la nomenclatura tradizionale suddividono i composti ternari in tre classi: gli idrossidi, gli ossoacidi (o ossiacidi) e i sali degli ossoacidi.

Gli idrossidi

Me

(OH)n ENGLISH

Gli idrossidi sono composti ternari formati da un metallo, ossigeno e idrogeno.

idrossido hydroxide PER CAPIRE

Nella formula gli elementi sono scritti nell’ordine:

metallo

metallo - ossigeno - idrogeno

+ ossigeno

come in NaOH e Ca(OH)2. Il gruppo (OH) è considerato come un tutt’uno (con n.o. −1). Pertanto, per scrivere la formula di un idrossido basta assegnare al gruppo (OH) un indice uguale al numero di ossidazione (senza segno) del metallo. Per esempio, dato che il potassio ha n.o. +1, l’idrossido corrispondente ha formula KOH (l’indice “1” e le parentesi sono omesse):

+ idrogeno ↓ idrossido

– 1

+1

K (OH)

brucite, un minerale di mg(oH)2

Il calcio ha n.o. +2, quindi l’idrossido di calcio ha formula Ca(OH)2. In teoria, si ottengono gli idrossidi quando gli ossidi basici reagiscono con l’acqua: ossido basico + acqua → idrossido Questo è vero per gli ossidi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi; osserviamo come si ottengono NaOH e Mg(OH)2 (Figura 6): Na2O (s) + H2O (l) → 2 NaOH (aq)

MgO (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (s)

↑ Figura 6

Il nome di un idrossido si costruisce come quello di un ossido: nella nomenclatura IUPAC basta sostituire la parola “ossido” con “idrossido”: prefisso che indica il numero di OH + idrossido di + nome del metallo. Questo vale anche per la notazione di Stock e la nomenclatura tradizionale (Tabella 4). Gruppo

Metallo

n.o.

Formula

Nome IUPAC

Notazione di Stock

Nome tradizionale

IA

na

+1

naoH

idrossido di sodio

–

idrossido di sodio

IIA

Ca

+2

Ca(oH)2

diidrossido di calcio

–

idrossido di calcio

IIIA

Al

+3

Al(oH)3

triidrossido di alluminio

–

idrossido di alluminio

IVA

sn

+2 +4

sn(oH)2 sn(oH)4

diidrossido di stagno tetraidrossido di stagno

idrossido di stagno (II) idrossido di stagno (IV)

idrossido stannoso idrossido stannico

VIIIB

fe

+2 +3

fe(oH)2 fe(oH)3

diidrossido di ferro triidrossido di ferro

idrossido di ferro (II) idrossido di ferro (III)

idrossido ferroso idrossido ferrico

↑ Tabella 4 nomenclatura IUPAC, stock e tradizionale di alcuni idrossidi.

201

Gli ossoacidi

H

NonMe

O

Gli ossoacidi sono composti ternari formati da idrogeno, non metallo e ossigeno.

ENGLISH

ossoacidi oxoacid

Nella formula gli elementi sono scritti nell’ordine: idrogeno - non metallo - ossigeno O

come HNO3 e H2SO4 (Figura 7). Fai attenzione! Gli atomi di idrogeno non sono legati al non metallo, che sta in posizione centrale nella formula, ma agli atomi di ossigeno. Gli ossoacidi si ottengono dalla reazione tra un ossido acido (anidride) e l’acqua:

O S

O

O

H

H

← Figura 7

ossido acido + acqua → ossoacido CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq)

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq)

diossido di carbonio

triossido di zolfo

Per scrivere la formula di un acido si procede in questo modo: • si scrivono i simboli dell’idrogeno, del non metallo e dell’ossigeno; per esempio, per l’ossoacido del carbonio: H C

idrogeno + non metallo + ossigeno ↓

O

• si contano gli atomi di ciascuno dei tre elementi presenti nelle molecole dell’ossido acido (CO2) e dell’acqua: CO2

H2O

1 atomo C 2 atomi O

2 atomi H 1 atomo O

In tutto, ci sono: 2 atomi di H, 1 atomo di C e 3 atomi di O. La formula dell’ossoacido è: H2CO3 Se gli indici ottenuti non sono primi tra loro, occorre dividerli per il massimo comune divisore; per esempio, da N2O5 (pentaossido di diazoto) e H2O si ottiene: N2O5 + H2O → H2N2O6

→ HNO3 formula dell’ossoacido

tutti gli indici sono divisibili per 2

Per gli ossoacidi, la nomenclatura IUPAC è molto diversa dalla nomenclatura tradizionale. Un metodo valido e corretto per tutti gli ossoacidi, ma ancora poco utilizzato, è quello che tiene conto della struttura dell’ossoacido e non delle sue proprietà chimiche. Vediamo qual è la procedura per assegnare il nome a un ossoacido: • si parte dall’ossigeno: prefisso (che indica gli atomi di ossigeno) seguito da -osso; • a questo si aggiunge la radice del nome del non metallo seguita dal suffisso -ato; • infine, si aggiunge di + prefisso numerale seguito da idrogeno. triidrogeno tetraosso

H3PO4 tetraossofosfato di triidrogeno

202

PER CAPIRE

nomenclatura IUPAC

ossoacido

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Nella notazione di Stock si scrive il numero di ossidazione del non metallo tra parentesi e non si indica il numero degli atomi di idrogeno. Quindi, nel nostro esempio: H3PO4 fosfato (V) di idrogeno

notazione di Stock

Nella pratica comune si costruisce il nome degli ossoacidi secondo la nomenclatura sistematica che tiene conto sia della IUPAC sia della notazione di Stock: acido + prefisso che indica gli atomi di ossigeno seguito da -osso + radice del nome del non metallo + suffisso -ico + (n.o. del non metallo in numeri romani). Il numero di atomi di idrogeno non è indicato, ma si deduce dal numero di ossidazione del non metallo. Quindi, nel nostro esempio: H3PO4 acido tetraossofosforico (V)

Oppure, nel caso di H2SO4: H2SO4 tetraossosolfato di diidrogeno solfato (VI) di idrogeno acido tetraossosolforico (VI)

nome IUPAC notazione di Stock nome sistematico (IUPAC + Stock)

PROBLEMA SVOLTO

9 Assegnare il nome agli ossoacidi Assegna il nome sistematico ai seguenti composti: a. H2SO3 b. H2P2O7 RISOLVI

entrambi sono composti ternari formati da idrogeno, un non metallo e ossigeno: sono dunque ossoacidi. a. Ci sono 3 atomi di o, quindi triosso; alla radice dello zolfo (solfor-) aggiungi il suffisso -ico e ottieni: triossosolforico. Il numero di ossidazione dello zolfo è +4, che diventa (IV). Quindi: H2so3 → acido triossosolforico (IV) b. Ci sono 7 atomi o, quindi eptaosso; alla radice del fosforo aggiungi il prefisso di(ci sono 2 atomi P) e il suffisso -ico e ottieni: eptaossodifosforico. Il numero di ossidazione del fosforo è +5, che diventa (V). Quindi: H2P2o7 → acido eptaossodifosforico (V)

FAI PRATICA

10 Assegna il nome sistematico ai seguenti composti: a. H2CO3 b. H2Cr2O7

VIDEO TUTORIAL

Nella nomenclatura tradizionale le regole per assegnare il nome agli ossoacidi sono analoghe a quelle adottate per gli ossidi acidi, con la differenza che “anidride” è sostituita da “acido”.

203

Le regole sono quindi le seguenti: • se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: acido + nome del non metallo seguito dal suffisso -ico H2CO3 acido carbonico

• se il non metallo può assumere due numeri di ossidazione, e quindi formare due ossoacidi (come nel caso dello zolfo, che forma due composti, H2SO3 e H2SO4, Figura 8): acido + nome del non metallo seguito dal suffisso -oso (n.o. più basso) acido + nome del non metallo seguito dal suffisso -ico (n.o. più alto) +4

+6

H2SO3

H2SO4

acido solforoso

acido solforico

• se il non metallo può assumere più di due numeri di ossidazione, si usano i prefissi per- e ipo- in aggiunta ai suffissi -oso e -ico, come per le rispettive anidridi (per esempio il cloro, Tabella 5). Un denso strato di nubi contenenti acido solforico in soluzione acquosa avvolge il pianeta Venere.

Alcuni molluschi marini (nudibranchi) producono acido solforico per difendersi dai predatori.

← Figura 8 ↓ Tabella 5 nomenclatura sistematica e tradizionale di alcuni ossoacidi. Gruppo

Non metallo

n.o.

Formula

Nome sistematico (IUPAC + Stock)

Nome tradizionale

IIIA

B

+3

HBo2 H3Bo3

acido diossoborico (III) acido triossoborico (III)

acido metaborico acido (orto)borico

C

+4

H2Co3

acido triossocarbonico (IV)

acido carbonico

si

+4

H2sio3 H4sio4

acido triossosilicico (IV) acido tetraossosilicico (IV)

acido metasilicico acido ortosilicico

+3 +5

Hno2 Hno3

acido diossonitrico (III) acido triossonitrico (V)

acido nitroso acido nitrico

+3 +5

H3Po3 HPo3 H4P2o7 H3Po4

acido triossofosforico (III) acido triossofosforico (V) acido eptaossodifosforico (V) acido tetraossofosforico (V)

acido fosforoso acido metafosforico acido pirofosforico acido (orto)fosforico

s

+4 +6

H2so3 H2so4

acido triossosolforico (IV) acido tetraossosolforico (VI)

acido solforoso acido solforico

Cl

+1 +3 +5 +7

HClo HClo2 HClo3 HClo4

acido monoossoclorico (I) acido diossoclorico (III) acido triossoclorico (V) acido tetraossoclorico (VII)

acido ipocloroso acido cloroso acido clorico acido perclorico

I

+1 +5 +7

HIo HIo3 HIo4

acido monoossoiodico (I) acido triossoiodico (V) acido tetraossoiodico (VII)

acido ipoiodoso acido iodico acido periodico

IVA

n VA P

VIA

VIIA

204

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Abbiamo imparato che gli ossoacidi derivano dalla reazione degli ossidi acidi, cioè delle anidridi, con l’acqua. Alcune anidridi, per aggiunta di una o più molecole di H2O, possono dare luogo ad altri ossoacidi dello stesso elemento: tipicamente questo accade per i non metalli P, B, As e Si. Per la nomenclatura di questi composti si utilizzano i prefissi meta-, piro- e orto- allo scopo di distinguere il diverso grado di idratazione dell’ossoacido: • il prefisso meta- si utilizza per gli acidi che si ottengono aggiungendo una molecola d’acqua all’anidride; • il prefisso piro- si utilizza per gli acidi che si ottengono aggiungendo due molecole d’acqua all’anidride; • il prefisso orto- si utilizza per gli acidi che si ottengono aggiungendo tre molecole d’acqua all’anidride. Per ricavare la formula dei diversi acidi, si sommano all’anidride una, due o tre molecole d’acqua: meta

piro

orto

anidride + H2O

anidride + 2H2O

anidride + 3H2O

Per questi acidi, la nomenclatura IUPAC segue le stesse regole già viste. Nel caso del fosforo, per il quale esistono due anidridi (fosforosa, P2O3, e fosforica, P2O5), si conoscono tre acidi fosforici e tre fosforosi: Ossoacidi da anidride fosforosa (P2O3)

Ossoacidi da anidride fosforica (P2O5)

P2O3 + H2O → H2P2O4 (= 2 HPO2)

P2O5 + H2O → H2P2O6 (= 2 HPO3)

acido metafosforoso

acido metafosforico

P2O3 + 2H2O → H4P2O5

P2O5 + 2H2O → H4P2O7 acido pirofosforico (o difosforico)

acido pirofosforoso

P2O3 + 3H2O → H6P2O6 (= 2 H3PO3) acido ortofosforoso (detto comunemente acido fosforoso)

P2O5 + 3H2O → H6P2O8 (= 2 H3PO4) acido ortofosforico (detto comunemente acido fosforico)

L’anidride del silicio addiziona solo una o due molecole d’acqua e nel secondo caso assume il prefisso orto- (anziché piro-): SiO2 + H2O → H2SiO3

acido ortosilicico

L’anidride del boro addiziona solo una o tre molecole d’acqua (Figura 9), e la nomenclatura segue le stesse regole viste per il fosforo: B2O3 + H2O → H2B2O4 (= 2 HBO2)

19 scrivi la reazione e ricava la formula dell’ossoacido nei seguenti casi: a. anidride solforosa + + acqua; b. anidride clorica + + acqua.

SiO2 + 2H2O → H4SiO4

acido metasilicico

PREPARATI ALLA VERIFICA

20 Assegna il nome tradizionale ai seguenti acidi: a. H2Co3 b. H3Po4

B2O3 + 3H2O → H6B2O6 (= 2 H3BO3)

acido metaborico

Per la pratica di laboratorio è utile sapere che lo zolfo può formare molti altri ossoacidi oltre agli acidi solforoso e solforico. Si tratta di composti in cui lo zolfo è legato a sé stesso e assume numeri di ossidazione particolari: • acidi che contengono 2 atomi di zolfo: acido tiosolforico (H2S2O3), acido ditionoso (H2S2O4), acido ditionico (H2S2O6), acido pirosolforoso (H2S2O5), acido pirosolforico o disolforico (H2S2O7); • perossiacidi: acido perossomonosolforico (H2SO5) e acido perossodisolforico (H2S2O8).

acido ortoborico (detto comunemente acido borico)

↓ Figura 9

l’acido borico è usato come insetticida.

205

8

I sali

I sali (Figura 10) possono essere binari, ternari o quaternari: • i sali binari sono costituiti da metallo + non metallo (come NaCl); • i sali ternari sono costituiti da metallo + non metallo + ossigeno (come CaSO4); • i sali quaternari sono costituiti da metallo + idrogeno + non metallo + ossigeno (come NaHSO4) o altre combinazioni. Nella maggior parte dei casi i sali possono essere considerati come derivati dagli ossoacidi o dagli idracidi, per sostituzione dell’idrogeno con metalli. OSSIDO BASICO (metallo e ossigeno) es. CaO

ENGLISH

• sale binario binary salt • sale ternario ternary salt • sale quaternario quaternary salt

ANIDRIDE (OSSIDO ACIDO) (non metallo e ossigeno) es. CO2

+

+ H2O

+ H2O

IDROSSIDO es. Ca(OH)2

OSSOACIDO es. H2CO3

+

SALE es. CaCO3, CaCl2 IDROSSIDO es. Ca(OH)2

IDRACIDO es. HCl

+

← Figura 10

I sali possono essere neutri, se non contengono atomi di idrogeno (perché il metallo ha sostituito completamente gli atomi H dell’acido da cui deriva), oppure acidi (quando la sostituzione degli atomi H dell’acido è solo parziale). I sali possono essere basici se contengono uno o più gruppi (OH). I sali doppi (o misti) contengono più di un metallo o anioni diversi; i sali idrati cristallizzano inglobando molecole d’acqua; infine, i sali complessi derivano da reazioni particolari. In genere, un sale è il prodotto della reazione di un ossoacido o di un idracido con una base: tale reazione dà come prodotti anche acqua o idrogeno, a seconda dei casi. Per esempio, lo schema generale di reazione di un idracido con un idrossido è: HX (aq) + MeOH (aq) → MeX (aq) + H2O (l) idracido

idrossido

sale

acqua

Le formule dei sali possono essere ricavate facilmente a partire da quelle degli acidi da cui hanno origine. I sali sono composti che si ottengono a partire da un acido, sostituendo i suoi atomi di idrogeno, tutti o in parte, con atomi di un metallo.

Sali binari

Me

NonMe

Quando si fanno reagire gli idracidi in modo da sostituire i loro atomi di idrogeno con altrettanti atomi di un metallo si ottengono sali binari. I sali binari sono formati da un metallo e un non metallo.

206

PER CAPIRE

metallo + non metallo ↓ sale binario

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Nella formula si scrive per primo il metallo e poi il non metallo. Per esempio, se il sodio (Na) sostituisce l’idrogeno nel cloruro di idrogeno (HCl), si ottiene NaCl. NaOH + HCl → NaCl +H2O La nomenclatura IUPAC prevede le seguenti regole: • si aggiunge la desinenza -uro alla radice del nome del non metallo; si fa seguire la preposizione “di” e poi il nome dell’altro elemento; • per indicare il numero degli atomi di ciascun elemento si usano i prefissi numerali già visti per gli ossidi. Per esempio: NaCl

Al2S3

SnS

cloruro di sodio

trisolfuro di dialluminio

(mono)solfuro di stagno

Se il metallo può assumere diversi numeri di ossidazione, si utilizza la notazione di Stock: al suo nome si fa seguire un numero romano (scritto tra parentesi) uguale al suo numero di ossidazione (senza segno). Per esempio: SnCl2

SnCl4

cloruro di stagno (II)

cloruro di stagno (IV)

Nella nomenclatura tradizionale, si scrive la radice del nome del non metallo con suffisso -uro, seguito dalla preposizione “di” e dal nome del metallo. Se il metallo ha due numeri di ossidazione, si usa il suffisso -oso per il numero di ossidazione più basso, il suffisso -ico per il numero di ossidazione più alto. Per esempio, nel caso dei sali costituiti da ferro e cloro (Figura 11). +2

+3

FeCl2

FeCl3

cloruro ferroso

cloruro ferrico

← Figura 11

Sali ternari

Me

NonMe

O

I sali ternari sono composti ionici e derivano dagli ossoacidi per sostituzione completa degli atomi d’idrogeno con ioni metallici. I sali ternari sono formati da un metallo, un non metallo e ossigeno. I sali ternari (come i sali binari) si ottengono di solito da una reazione tra un idrossido e un acido (detta reazione di neutralizzazione). Nella formazione dei sali ternari, l’acido è un ossoacido: idrossido

+ ossoacido → sale ternario + acqua

NaOH (aq) + HNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + H2O (l) È anche possibile realizzare un sale ternario direttamente dall’ossido basico con l’anidride o dal metallo con l’ossoacido. Nel primo caso:

PER CAPIRE

metallo + non metallo + ossigeno ↓ sale ternario

ossido basico + anidride → sale ternario Na2O (s)

+ SO2 (g) → Na2SO3 (s)

207

Nel secondo caso: metallo + ossoacido → sale

+ idrogeno

+ H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)

Zn (s)

Dato che un sale è complessivamente un composto neutro, il numero totale delle cariche positive dei cationi deve bilanciare il numero totale delle cariche negative degli anioni. Questo ci fornisce un modo piuttosto semplice per costruire la formula di un sale: • scriviamo il catione del metallo, con la sua carica (per esempio, Na+ o Ca2+); • partendo dall’ossoacido, scriviamo l’anione che si ottiene eliminando tutti gli atomi di idrogeno dall’acido; la carica (negativa) dell’anione è uguale al numero di atomi di idrogeno che abbiamo eliminato. Per esempio, da HNO3 eliminando un idrogeno si ottiene lo ione NO3− che ha carica −1; da H2SO4 eliminando due atomi di idrogeno si ottiene lo ione SO42− che ha carica −2 e così via; • ora possiamo scambiare fra loro le cariche (senza segno) dei due ioni che formano il sale: se il metallo ha carica maggiore di +1, si racchiude l’anione tra parentesi e si scrive il suo indice in basso a destra delle parentesi; • se gli indici così ottenuti hanno un divisore comune, si semplificano. Vediamo alcuni esempi: Na+

NO3−

NaNO3

Fe3+

NO3−

Ca2+

Fe(NO3)3

P2O74− Ca4(P2O7)2

→

Ca2P2O7

gli indici 4 e 2 sono divisibili per 2

Nella nomenclatura IUPAC il nome di un sale ternario si ottiene dal nome dell’ossoacido da cui deriva sostituendo “idrogeno” con il nome del metallo; per esempio, il sale Na2SO3 deriva dall’acido H2SO3, perciò ha nome: ACIDO

SALE

H2SO3

Na2SO3

triossosolfato di diidrogeno solfato (IV) di idrogeno

triossosolfato di disodio solfato (IV) di sodio

nome IUPAC notazione di Stock

Di fatto, come per gli ossoacidi, si costruisce il nome del sale condensando la nomenclatura IUPAC e la notazione di Stock. Il nome sistematico del sale si ottiene sostituendo il suffisso -ico dell’ossoacido con -ato, seguito da “di” e dal nome del metallo con il suo numero di ossidazione scritto tra parentesi in numeri romani (senza segno); se il metallo ha un solo n.o., in genere si omette. Nel caso di Na2CO3: H2CO3

Na2CO3

acido triossocarbonico (IV)

triossocarbonato (IV) di disodio

nome sistematico (IUPAC + Stock)

Vediamo altri esempi: • CaCO3 deriva dall’acido triossocarbonico (IV); pertanto si chiama triossocarbonato (IV) di calcio (Figura 12); • CuNO3 deriva dall’acido triossonitrico (V); pertanto si chiama triossonitrato (V) di rame (I); • Na2SO4 deriva dall’acido tetraossosolforico (VI); pertanto si chiama tetraossosolfato (VI) di disodio (I); • nel caso di Cu(NO3)2, i gruppi nitrato (NO3) sono due; pertanto si usa il prefisso numerale bis- e il nome è: bis-triossonitrato (V) di rame (II); • nel caso di Fe2(SO4)3, i gruppi (SO4) sono tre; pertanto si usa il prefisso numerale tris- e il nome è: tris-tetraossosolfato (VI) di diferro (III).

208

Il CaCO3 presente nelle acque sotterranee precipita e forma le concrezioni calcaree delle grotte di frasassi. la dissoluzione e la precipitazione di questo sale sono all’origine del carsismo, un insieme di processi di modellamento del paesaggio.

↑ Figura 12

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

Nella nomenclatura tradizionale, partendo dal nome dell’acido, si elimina “acido”; il suffisso -oso dell’acido diventa -ito, mentre il suffisso -ico diventa -ato; segue la preposizione “di” seguita dal nome tradizionale del catione. Quando un metallo può assumere due numeri di ossidazione diversi, si usa il suffisso -oso per il numero di ossidazione più basso e -ico per il numero di ossidazione più alto. Per esempio: ACIDO

SALE

HNO2

NaNO2

acido nitroso

nitrito di sodio

nome tradizionale

H3PO4

FePO4

acido ortofosforico

ortofosfato ferrico

Sali quaternari

Me

H

nome tradizionale

NonMe

O PER CAPIRE

I sali quaternari sono formati da un metallo, idrogeno, un non metallo e ossigeno.

metallo + idrogeno

Derivano dalla sostituzione solo parziale degli idrogeni di un ossoacido con un metallo. Infatti, quando l’acido contiene più di un atomo di idrogeno e il metallo non li sostituisce tutti, si ottiene un sale che contiene ancora atomi di idrogeno (sale acido o sale idrogenato). HNO3 ha un solo atomo di idrogeno e quindi non può dare sali acidi (o idrogenati); invece, H2SO4 ha due atomi di idrogeno e quindi può dare ioni HSO4−, che formano sali acidi (o idrogenati) con gli ioni dei metalli (per esempio Na+, Figura 13): − 2 ioni H+

SO42−

Na2SO4 sale neutro

H2SO4 − 1 ione H+

+ non metallo + ossigeno ↓ sale quaternario

cristalli di na2Hso4

HSO4− NaHSO4 sale acido (o idrogenato)

Nella formula del sale acido l’idrogeno è scritto tra il metallo e il non metallo. Nella nomenclatura IUPAC, il nome del sale acido è uguale a quello del sale ternario, preceduto da (mono)idrogeno, diidrogeno, triidrogeno ecc., a seconda del numero di atomi di idrogeno presenti. In genere, si omettono monosso-, diosso-, triosso- ecc., che invece fanno parte del nome del sale ternario (e dell’acido da cui derivano). Per esempio: NaHCO3

KH2PO4

idrogenocarbonato (IV) di sodio

diidrogenofosfato (V) di potassio

↑ Figura 13

Nella nomenclatura tradizionale si adottano le stesse regole usate per i sali ternari; l’unica differenza consiste nell’inserire, prima della preposizione “di”, i termini (mono)acido, biacido, triacido ecc. per indicare il numero di atomi di idrogeno che fanno parte del sale. Per esempio: Mg(HSO4)2

NaH2PO4

solfato acido di magnesio

fosfato biacido di sodio

Per i sali che contengono gli ioni HCO3−, HSO3− e HSO4− valgono anche i seguenti nomi: bicarbonati, bisolfiti e bisolfati.

209

La Tabella 6 riporta il nome di alcuni sali acidi con le rispettive formule. Ossoacido Nome sistematico H2Co3

H3Po4

H2so4

Nome tradizionale

acido triossocarbonico (IV)

acido tetraossofosforico (V)

acido tetraossosolforico (VI)

acido carbonico acido (orto)fosforico

acido solforico

Sale acido

Nome sistematico

Nome tradizionale

Ca(HCo3)2

idrogenocarbonato (IV) di calcio

carbonato acido di calcio (o bicarbonato di calcio)

K2HPo4

monoidrogenofosfato (V) di potassio

fosfato monoacido di potassio

KH2Po4

diidrogenofosfato (V) di potassio

fosfato biacido di potassio

naHso4

idrogenosolfato (VI) di sodio

solfato acido di sodio (o bisolfato di sodio)

I sali basici Che tipo di composto è Mg(OH)Cl? Contiene un gruppo (OH), come gli idrossidi, ma per il resto sembra un sale. In effetti, si tratta di un sale basico. La IUPAC (integrata con la Stock) considera questi composti come idrossidi di sali e separa il termine “idrossido” dal nome del sale. Quindi, nel nostro esempio:

Tabella 6 nomenclatura sistematica e tradizionale di alcuni sali acidi.

Mg(OH)Cl idrossido di cloruro di magnesio

Esistono anche sali basici che contengono lo ione ossido (O2−); in questo caso, sono considerati come ossidi di sali. Per esempio, BiOCl è chiamato ossido di cloruro di bismuto. Nella nomenclatura tradizionale il nome dei sali basici si ottiene indicando il numero dei gruppi (OH) con “idrossi” (oppure “osso”) preceduto dai prefissi (mono-), di-, tri- ecc.: Al(OH)NO3

BiOCl

idrossinitrato di alluminio

ossocloruro di bismuto

Si parla anche di sale monobasico, bibasico ecc. a seconda del numero di gruppi (OH) presenti; per esempio: Na(OH)SO4

Na(OH)2Cl

solfato monobasico di sodio

cloruro dibasico di sodio

I sali idrati Sono sali che nei loro cristalli contengono una quantità definita e costante di acqua, chiamata acqua di cristallizzazione. Per rappresentare l’acqua di cristallizzazione nelle formule dei sali idrati si usa un punto che separa il numero di molecole d’acqua presenti per ogni unità formula. (Figura 14):

Na2CO3 · 10 H2O triossocarbonato (IV) di disodio decaidrato carbonato di sodio decaidrato

CuSO4 · 5 H2O tetraossosolfato (VI) di rame (II) pentaidrato solfato rameico pentaidrato

La nomenclatura segue le stesse regole viste in precedenza: si aggiunge al nome un prefisso numerale che indica il numero di molecole di acqua seguito dalla parola “idrato”.

210

↓ Figura 14 cristalli di Cuso4 · 5 H2o

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

I sali doppi Dolomite, alunite (Figura 15a), fluoroapatite (Figura 15b) e clorapatite sono minerali che hanno le seguenti formule chimiche: CaMg(CO3)2

KAl3(SO4)2(OH)6

Ca5(PO4)3F

Ca5(PO4)3Cl

dolomite

alunite

fluorapatite

clorapatite

a

b

← Figura 15 Dall’analisi chimica, dopo dissoluzione in acqua, risulta che si possono formare per reazione tra due sali semplici che hanno l’anione in comune e cationi diversi, oppure che hanno il catione in comune e anioni diversi. La dolomite, per esempio, che costituisce la roccia delle Dolomiti (Figura 16), si forma dalla reazione fra il carbonato di calcio (CaCO3) e il carbonato di magnesio (Mg(CO3)2).

← Figura 16 Le nomenclature IUPAC, Stock e tradizionale non prevedono differenze per l’assegnazione del nome a questo tipo di composti. Nel caso di sali con l’anione in comune, si specifica “doppio”: CaMg(CO3)2 carbonato doppio di calcio e magnesio

Nel caso di sali con il catione in comune e diversi anioni, ogni anione mantiene il suffisso -uro o -ato, a seconda che derivi da un idracido o da un ossoacido. Gli anioni sono citati in ordine alfabetico; per indicare il numero di volte in cui si ripete l’anione, si usano i prefissi bis-, tris- ecc. Gli eventuali atomi di idrogeno che non appartengono ad alcun anione devono essere citati per ultimi. Per esempio: Ca5(PO4)3F fluoruro tris(fosfato) di pentacalcio

Ca3H3ClF(PO4)(SO4)2

PREPARATI ALLA VERIFICA 21 Che cos’è un sale binario? Come si scrive il nome IUPAC? e quello tradizionale? 22 scrivi la formula dei sali formati dalle seguenti coppie di ioni: Ca2+ e so32−; Cr3+ e no3−.

cloruro fluoruro fosfato bis(solfato) di tricalcio e triidrogeno

211

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

La necessità di fissare delle regole

la NOMENCLATURA CHIMICA è l’insieme dei nomi delle sostanze chimiche classificate con criteri sistematici. nel 1919 nasce l’organizzazione scientifica internazionale IUPAC (Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata), con l’intento di elaborare le regole della nomenclatura razionale, che sono aggiornate periodicamente in base alle conoscenze che man mano si acquisiscono.

2

Le formule chimiche e il numero di ossidazione

la VALENZA segnala il numero di elettroni esterni che l’atomo acquista, cede oppure condivide con altri atomi. la valenza corrisponde agli elettroni impegnati nei legami. Il NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.) di un elemento in una data sostanza equivale alla carica reale o formale degli atomi di tale elemento, ottenuta attribuendo gli elettroni di ogni legame all’atomo più elettronegativo. le sostanze semplici e i composti degli elementi diversi dal carbonio sono definiti COMPOSTI INORGANICI. Possono essere classificati in: binari (ossidi, idracidi, idruri, sali degli idracidi); ternari (idrossidi, ossiacidi, sali degli ossiacidi); quaternari (sali idrogenati degli ossiacidi).

3

Le formule dei composti binari

Per scrivere la formula di un COMPOSTO BINARIO si scrivono i simboli dei due elementi secondo l’ordine stabilito dalla IUPAC e poi si attribuiscono ai simboli dei due elementi indici opportuni, in modo che la somma algebrica dei numeri di ossidazione sia zero.

4

I composti binari dell’ossigeno

Gli OSSIDI sono composti binari costituiti da ossigeno e un altro elemento (metallo, semimetallo o non metallo). Gli OSSIDI BASICI sono composti binari formati da un metallo con l’ossigeno; gli OSSIDI ACIDI sono composti binari di un non metallo o semimetallo con l’ossigeno e sono comunemente chiamati anidridi.

5

I composti binari senza ossigeno

Gli IDRURI sono formati da idrogeno legato a un metallo o a un non metallo. Gli IDRACIDI sono composti binari dell’idrogeno con gli elementi del gruppo VIIA e con alcuni del gruppo VIA.

6

Gli ioni

molti composti sono di natura ionica per cui, combinando opportunamente CATIONI e ANIONI, si ottengono le loro formule. Per ottenere un composto neutro occorre mettere insieme il numero corretto di ioni di carica opposta.

7

I composti ternari

Gli IDROSSIDI sono composti ternari formati da un metallo, ossigeno e idrogeno. Gli OSSOACIDI sono composti ternari formati da idrogeno, un non metallo e ossigeno.

8

I sali

I sali sono composti che si ottengono a partire da un acido sostituendo i suoi atomi di idrogeno, tutti o in parte, con atomi di un metallo. I sali possono essere binari, ternari o quaternari: • i SALI BINARI sono costituiti da metallo + non metallo; • i SALI TERNARI sono costituiti da metallo + non metallo + ossigeno; • i SALI QUATERNARI sono costituiti da metallo + idrogeno + non metallo + ossigeno o altre combinazioni.

212

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

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COMPOSTI ORGANICI

INORGANICI sono nominati secondo le NOMENCLATURE

IUPAC

STOCK

TRADIZIONALE

che insieme costituiscono la NOMENCLATURA SISTEMATICA

si dividono in

BINARI

TERNARI BASICI Me + O

OSSIDI

IDROSSIDI

Me + (OH)n

OSSOACIDI

H + NonMe + O

ACIDI NonMe + O

IDRURI

IDRACIDI

X+H H + XVI gruppo H + XVII gruppo

QUATERNARI

SALI DEGLI IDRACIDI (SALI BINARI)

SALI DEGLI OSSOACIDI (SALI TERNARI)

SALI IDROGENATI DEGLI OSSOACIDI (SALI QUATERNARI)

Me + NonMe

Me + NonMe + O

Me + H + NonMe + O

213

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 12 Indica se i seguenti composti inorganici sono binari (B),

1 La necessità di fissare delle regole 1 la nomenclatura chimica è l’insieme dei nomi delle sostanze chimiche classificate con criteri: A spontanei. B sistematici. C arbitrari. D basati sullo stato fisico della specie in esame.

2 Il numero di ossidazione dello ione Br− è: C +2 D −1

3 Il numero di ossidazione dell’ossigeno o2 è: A −2 B +2

C 0 D −1

4 Qual è il numero di ossidazione dello ione stannico sn ? C 4+ D ±4 C 8 D 0

6 Calcola il numero di ossidazione dell’elemento in rosso. A B C D E F G H

Fef3 CaCl2 Mg(oH)2 Co2o3 KMno4 Po43− Fe(Cn)64−

H2

→ .................................................. → .................................................. → .................................................. → .................................................. → .................................................. → .................................................. → .................................................. → ..................................................

C Hf D H2s

fna K3o mgCl oC o3s C2o4

.................................................. .................................................. .................................................. .................................................. .................................................. ..................................................

A sn2o2 B H2o2

C Cu2o2 D H4C2o6

Specie chimica

Specie chimica

na

f

+

li+

o2−

mg2+

Br−

mg2+

s2−

Al3+

I−

Al3+

o2−

Specie chimica

Specie chimica

Formula

C4+

o2−

Co32−

B C6H12o6

C CH4

no3− Po43−

tutte le sostanze allo stato elementare. solo i composti. le sostanze allo stato elementare e i composti del carbonio. le sostanze allo stato elementare e alcuni composti del carbonio.

10 Quale fra le seguenti è la sostanza organica? A Co2

B K2Co3

C CH4

D KCn

11 Indica se i seguenti composti sono organici (o) oppure inorganici (I). C6H6 HI mgCo3 CCl4

214

o o o o

I I I I

H2o H2so4 naHCo3 HCn

nH4+

D CH2Cl2

9 le sostanze inorganiche comprendono: A B C D

o o o o

Carica totale

no2−

→ ......................... → .........................

8 Quale sostanza contenente carbonio è inorganica? A Co2

Formula

−

16 Completa la tabella inserendo le informazioni mancanti.

7 determina il numero di ossidazione dell’idrogeno nei seguenti composti. → ......................... A H2o B nH3 → .........................

A B C D E F

15 Completa la tabella scrivendo le formule corrette.

5 Il numero di ossidazione dello zolfo ortorombico (s8) è: A +8 B −8

13 Individua l’errore e correggi la formula del composto binario.

14 In quale formula non si devono semplificare gli indici? 4+

A +4 B 4

B t Q B t Q B t Q

H2so4 naHCo3 H2s

3 Le formule dei composti binari

2 Le formule chimiche e il numero di ossidazione A 0 B +1

ternari (t), quaternari (Q). B t Q HI B t Q mgCo3 B t Q H2o

I I I I

4 I composti binari dell’ossigeno 17 Individua l’ossido basico. A Caso4 B Cao

C Ca(oH)2 D Cao2

18 Individua l’ossido acido. A Co2 B Co2o3

C K2o D oso4

19 Indica tra i seguenti l’ossido denominato secondo la nomenclatura IUPAC. A monossido di disodio B ossido di cromo (II) C ossido rameoso D ossido di ferro

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

20 Calcola il n.o. dei metalli e sul quaderno scrivi il nome IUPAC e il nome tradizionale dei seguenti ossidi. A K2o → n.o. = ....................................................... B li2o → n.o. = ....................................................... C Al2o3 → n.o. = ....................................................... D Coo → n.o. = ....................................................... E Co2o3 → n.o. = ....................................................... F Cu2o → n.o. = ....................................................... G Cuo → n.o. = .......................................................

21 Calcola il n.o. dei non metalli e sul quaderno scrivi il nome IUPAC e il nome tradizionale dei seguenti ossidi. A n2o3 → n.o. = ....................................................... B n2o5 → n.o. = ....................................................... C Br2o → n.o. = ....................................................... D Br2o5 → n.o. = ....................................................... E Br2o7 → n.o. = .......................................................

22 dal nome, che può essere IUPAC, tradizionale o stock, scrivi

la formula e indica il n.o. del metallo o del non metallo. A ossido di ittrio (III) → ................................; n.o. → ......................... B diossido di zirconio → ................................; n.o. → ......................... C ossido di tantalio (V) → ................................; n.o. → ......................... D Anidride ipoclorosa → ................................; n.o. → ......................... E ossido di calcio → ................................; n.o. → .........................

23 Completa la tabella con le informazioni mancanti. Composto

Nome tradizionale

Nome IUPAC

Nome Stock

anidride solforosa

os. di argento (I)

5 I composti binari senza ossigeno 24 negli idruri: l’idrogeno ha sempre numero di ossidazione −1. l’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1. metallici l’idrogeno ha numero di ossidazione +1. metallici l’idrogeno ha numero di ossidazione −1.

25 Il nome tradizionale di H2s è: A acido solfidrico. B acido solforoso.

C acido solforico. D diacido di zolfo.

C azoturo di idrogeno. D idruro di azoto (III).

27 scrivi sul quaderno il nome IUPAC dei seguenti composti binari senza ossigeno. A HCl B HBr C PH3

D snH4 E Hf F siC

28 scrivi la formula dei seguenti composti a partire dal nome. A B C D E

fluoruro di idrogeno Ioduro di idrogeno Acido cloridrico Acido solfidrico Cianuro di idrogeno

A P3− è lo ione fosfuro. − B o2 è lo ione ossido.

C P5+ è lo ione fosfidrico. D li+ è lo ione litio.

30 scrivi sul quaderno il nome dei seguenti ioni. scegli tu quale nomenclatura utilizzare. A fe3+ B H3o+

C no3− D mno4−

7 I composti ternari 31 Quale formula rappresenta un idrossido? A Cao

B CloH

C naoH

D naH

32 Il diidrossido di cobalto ha formula: A Co(oH)2

B CoH2

C Co2(oH)

D Co2H

33 la formula dell’acido triossocarbonico (IV) è: A H3Co4

B H2Co3

C HCo4

D HC3o4

34 scrivi la formula dei seguenti composti e sul quaderno scrivi il nome IUPAC e il nome tradizionale. A fe2+ + oH− → ......................... B fe3+ + oH− → ......................... C Cu+ + oH− → ......................... D Cu2+ + oH− → ......................... E mg2+ + oH− → ......................... F Al3+ + oH− → .........................

corrispondente ossoacido. A B2o3 + 3H2o → ......................... → 2......................... B P2o5 + 2H2o → ......................... C so3 + H2o → .........................

36 scrivi sul quaderno il nome IUPAC e il nome tradizionale dei seguenti ossoacidi. A H3Bo3 B Hno2

C Hno3

D H2so3

37 scrivi la formula dei seguenti composti a partire dal nome. A B C D E

Idrossido piomboso Idrossido piombico tetraidrossido di zirconio Acido triossocarbonico (IV) Acido triossofosforico (III)

→ .................................................. → .................................................. → .................................................. → .................................................. → ..................................................

8 I sali

26 Il nome IUPAC dell’ammoniaca è: A idruro di azoto. B triidruro di azoto.

29 Quale affermazione non è corretta?

35 Completa le reazioni e individua la formula del

so3

A B C D

6 Gli ioni

→ ......................... → ......................... → ......................... → ......................... → .........................

38 scrivi il nome IUPAC dei seguenti sali binari. A B C D E

AlCl3 KCl Al2s3 CuBr naI

→ ......................................................................................................... → ......................................................................................................... → ......................................................................................................... → ......................................................................................................... → .........................................................................................................

39 Completa le reazioni. A idrossido + ............................. → ............................. + acqua B ............................. + ............................. → sale ternario C metallo + ossoacido → ............................. + .............................

40 scrivi sul quaderno il nome IUPAC e il nome tradizionale dei seguenti sali ternari. A. na2so4 B. fe2(so4)3

C. mgso4

D. CaCo3

215

COMPETENZE 41 CALCOLA E ARGOMENTA Completa la tabella associando a ogni anione il corretto numero di ioni H+. scrivi poi il nome IUPAC di ciascun composto. F−

Cr2O72−

PO43−

43 CALCOLA E IPOTIZZA Per ogni composto, scrivi la classe di appartenenza e, sul quaderno, il nome tradizionale e il nome IUPAC. Poi consulta i valori di elettronegatività nel Capitolo 4 e calcola il ∆E ipotizzando la natura del legame. Composto

ione H+

Classe

naCl .................................................................................................................................. .................................................................................................................................. ..................................................................................................................................

HCl CaI2 H2s

42 LEGGI E ARGOMENTA leggi il testo e inserisci i termini mancanti. Poi rispondi alle domande.

AgI

binari, ossoacidi, semplici, inorganiche, diversi, inorganiche, carbonio, organiche, idrossidi, quaternari, organiche

CaBr2

I chimici dividono le sostanze in ................................................... e ........................................... : le sostanze ............................................ e i composti degli elementi ............................................... dal carbonio sono sostanze inorganiche; i composti del ........................................ ......... sono noti come sostanze .............................................. . l’anidride carbonica (Co2), il monossido di carbonio (Co), i carbonati (na2Co3), i cianati (KCno) e pochi altri composti con il carbonio fanno eccezione e sono inclusi fra le sostanze ................................................................ . I composti inorganici possono essere classificati in: ................................................ , ossidi (acidi e basici), idracidi, idruri, sali degli idracidi; ternari, ..................................................................... , ......................................................................... , sali degli ossiacidi; ................................................................ , sali idrogenati degli ossiacidi. a. da che cosa sono formati i composti organici? b. Come si classificano i composti inorganici? c. Indica se i seguenti composti sono organici (o) oppure inorganici (I). o I o I H2o C6H12o6 o I o I HCl H3Po4 o I o I CaCo3 naHCo3 o I o I CH4 C2H2 d. Indica se i seguenti composti sono binari (B), ternari (t) oppure quaternari (Q). B t Q B t Q HCl H3Po4 B t Q B t Q CaCo3 naHCo3 Q B B t Q t H2o mgso4 e. Completa lo schema qui sotto inserendo le classi dei composti inorganici nelle caselle vuote.

44 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO Il composto li2Co3 è stata una delle prime sostanze usate nella trattamento di alcune malattie psichiatriche. a. Classifica e assegna il nome IUPAC alla sostanza considerata. b. da quali ioni è formato? c. Calcola il numero di ossidazione di ciascun elemento appartenente alla sostanza. d. Considera un campione di 16,00 mg di composto e calcola: • il numero di moli di li2Co3; • il numero di molecole di li2Co3; • il numero di atomi di litio, carbonio e ossigeno; • la composizione percentuale degli elementi presenti. e. la solubilità del composto in acqua in funzione della temperatura varia secondo i dati in tabella: Solubilità (in 100 g acqua)

1,5

1,4

1,3

1,1

0,7

Temperatura (°C)

0

10

25

40

100

• definisci la solubilità di una sostanza. • Rappresenta su grafico i dati in tabella. IN DIGITALE

Prova con Excel

[c. li = +1; C = +4; o = −2; d. n = 2,17 · 10−4 mol; Np = 1,31 · 1020 molecole; 2,61 · 1020 atomi li; 20 1,31 · 10 atomi C; 3,92 · 1020 atomi o; %(li) = 18,8%; %(C) = 16,3%; %(o) = 64,9%]

COMPOSTI INORGANICI

composti .....................

..................

..................

216

..................

..................

composti ...............................

composti .....................

................... sali degli ..................

..................

...................

sali degli ..................

sali idrogenati degli .....................

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

45 ARGOMENTA scrivi le reazioni indicate nei punti a, b, c e d,

poi, per ciascun prodotto di reazione, scrivi la classe e il nome secondo le nomenclature IUPAC, stock e tradizionale. Quindi rispondi alla domanda. a. Anidride solforica e acqua. b. diossido di carbonio e acqua. c. ossido di magnesio e acqua. d. le trasformazioni che hai individuato sono reazioni chimiche o fisiche? motiva la risposta. e. tutte e tre le reazioni avvengono in acqua. scrivi la configurazione elettronica dell’ossigeno e idrogeno, indica qual è la natura del legame che si forma tra i due atomi e qual è la geometria molecolare dell’acqua.

46 ARGOMENTA Considera i diversi stati di ossidazione di cloro, azoto e zolfo. Completa le tabelle scrivendo le formule degli ossidi, e poi, sul quaderno, scrivi il nome IUPAC e il nome tradizionale. a. Cloro n.o.

Formula dell’ossido

47 ARGOMENTA E CALCOLA la reazione tra 36,46 g di acido cloridrico e 39,99 g di idrossido di sodio porta alla formazione di cloruro di sodio e di 18,01 g d’acqua.

idrossido di sodio

a. scrivi la reazione. b. Quanto sale si forma? Qual è la legge cui fai riferimento per effettuare il calcolo? [58,44 g]

48 ARGOMENTA Completa la tabella individuando la formula del composto, il numero di ossidazione degli elementi e la classe di appartenenza.

+1

Nome IUPAC

+3

diidrossido di nichel

+5

triidruro di fosforo

+7

ossido di calcio

Formula

n.o.

Classe

Cloruro di idrogeno

b. Azoto n.o.

cloruro di sodio

eptaossido di dimanganese

Formula dell’ossido

+3

diossido di carbonio

+5

49 ARGOMENTA nel secolo scorso, una delle reazioni più

c. zolfo n.o.

Formula dell’ossido

+4 +6 d. fai reagire le anidridi con l’acqua e, nel quaderno, scrivi il nome della classe a cui appartiene il prodotto, il nome IUPAC e il nome tradizionale. Cl2o + H2o → ...................................... Cl2o3 + H2o → ...................................... Cl2o5 + H2o → ...................................... Cl2o7 + H2o → ...................................... n2o3 + H2o → ...................................... n2o5 + H2o → ...................................... so2 + H2o → ...................................... so3 + H2o → ...................................... e. Infine, fai reagire il magnesio con l’acido tetraossosolforico (VI) e scrivi le formule del sale ternario e del sale quaternario.

importanti messe a punto dai chimici è stata la seguente: n2 (g) + 3H2 (g) 2nH3 (g). a. Assegna il nome ai reagenti e al prodotto di reazione. b. scrivi le configurazioni elettroniche degli elementi azoto (n) e idrogeno (H). c. Rappresenta le formule di lewis delle sostanze azoto (n2), idrogeno (H2) e ammoniaca (nH3). d. Che tipo di legame si forma in n2, H2 e nH3? e. l’energia di legame nell’idrogeno (H2) è 436 kJ/mol, mentre nell’azoto (n2) è 945 kJ/mol. Come giustifichi questa enorme differenza? f. secondo la teoria VsePR, quale geometria assume la molecola di ammoniaca?

50 ARGOMENTA Completa la tabella inserendo le informazioni mancanti. Sale ternario

Nome sistematico

Nome tradizionale carbonato di calcio

fe(HCo3)2 ditriossonitrato (V) di rame fe3(Po4)2

217

Garantire modelli sostenibili di produzione e di consumo 12.4 Entro il 2020, raggiungere la gestione eco-compatibile di sostanze chimiche e di tutti i rifiuti (…) e ridurre sensibilmente il loro rilascio in aria, acqua e suolo per minimizzare il loro impatto negativo sulla salute umana e sull’ambiente.

VIDEO

10 Luglio 1976, ore 12.37 Il 10 luglio 1976 ore 12.37: l’immagine della chimica nel­ l’immaginario collettivo cambia drasticamente. Un guasto al reattore A101 delle Industrie Chimiche Meda Società Azionaria (ICMESA) sprigiona una nube di tetraclorodi­ benzodiossina (TCDD), sostanza nota come diossina, al confine tra i comuni di Meda e Seveso, in Lombardia. Le diossine sono un gruppo di sostanze che si sviluppano da processi di combustione o dall’incenerimento dei rifiuti. Poco solubili in acqua e con elevata stabilità chimica, queste molecole permangono a lungo negli ambienti e negli orga­ nismi, causando, in molti casi, malattie della pelle, altera­ zioni alle funzionalità del fegato, difficoltà metaboliche, leu­ cemie, problemi ai feti e, purtroppo, molte altre patologie.

A seguito del disastro, nasce la direttiva 82/501/CEE, chiamata anche direttiva Seveso. Dopo quarant’anni, molte cose sono cambiate, al punto che nel 1991, Paul Thomas Anastas conia il termine Green Chemistry che sta per chimica verde o sostenibile: è una disciplina che non può essere trattata come a sé stante, ma deve essere assorbita in quella che chiamiamo comu­ nemente chimica. La chimica verde ha un approccio nuo­ vo, che attinge alla conoscenza scientifica per individuare e definire modalità sostenibili dal punto di vista ambientale ed economico. La IUPAC la definisce come: «l’invenzione, la progettazione e l’uso di prodotti chimici e processi per ridurre o eliminare l’uso e la produzione di sostanze peri­ colose». I principi della Green Chemistry sono così riassumibili: • prevenzione. È meglio prevenire il rifiuto piuttosto che trattarlo a seguito di una sua produzione; • economia atomica. I metodi di sintesi dovrebbero po­ ter trasformare tutti i materiali usati nel prodotto finale; • sintesi meno pericolose. I metodi di sintesi dovreb­ bero essere progettati per usare e generare sostanze con tossicità minima o nulla per l’uomo e l’ambiente;

218

• progettazione sicura. I prodotti chimici dovrebbero avere bassa tossicità e alta efficacia; • ausiliari sicuri. L’utilizzo di sostanze ausiliarie (sol­ venti, agenti di separazione) dovrebbe essere evitato; • efficienza energetica. Minimizzare la richiesta ener­ getica per ridurre l’impatto ambientale ed economico; • materie prime rinnovabili. Uso di materie prime rinnovabili; • derivatizzazioni ridotte. Evitare derivatizzazioni, cioè trasformazioni della struttura molecolare che pos­ sono risultare pericolose; • catalizzatori. Utilizzare reagenti catalitici selettivi; • degradazione. I prodotti chimici dovrebbero essere progettati in modo da rendere minima la loro persisten­ za nell’ambiente; • analisi per prevenzione. I metodi analitici dovrebbe­ ro permettere il controllo in tempo reale dei processi, monitorando e prevenendo la formazione di sostanze pericolose; • prevenzione incidenti. Le sostanze usate in processi chimici dovrebbero essere scelte in modo da ridurre il rischio di incidenti. LO SAPETE CHE…? • … nel 1976 l’aborto in Italia era vietato, ma il 7 agosto del 1976 l’allora ministro della sanità luciano dal falco e quello della Giustizia francesco Paolo Bonifacio ottennero il consenso del Presidente del consiglio Giulio Andreotti per autorizzare aborti terapeutici per le donne della zona che ne avessero fatto richiesta. • … nel 2004 è stata definita una Piattaforma tecnologica nazionale per la Chimica sostenibile per unire, a livello europeo, imprese, enti di ricerca, mondo finanziario e autorità per definire un’agenda comune di ricerca, al fine di rafforzare la competitività e la sostenibilità dell’industria chimica in europa e definire le priorità di ricerca e di innovazione verso la sostenibilità.

7 Il nome e lA ClAssIfICAzIone deI ComPostI

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 Il numero di ossidazione del ferro nel fe(Clo3)3 è: A 0

B +1

C +3

13 Il nome tradizionale di H2Cr2o7 è: D −1

2 Il composto P2o5 è un: A ossido acido. B ossido basico.

C sale. D ossoacido.

3 Quale tra i seguenti composti è un sale quaternario? A H2o2 B C6H12o6

C CCl4 D naHCo3

4 Quale tra i seguenti composti è un perossido? A H2o2 B C6H12o6

C CCl4 D naHCo3

5 Il composto n2o3 è: A l’ossido nitroso, un ossido basico in cui n ha numero di ossidazione +3. B l’anidride nitrosa, un ossido acido in cui n ha numero di ossidazione +3. C l’anidride nitrica, un ossido acido in cui n ha numero di ossidazione +3. D l’anidride nitrica, un ossido basico in cui n ha numero di ossidazione +5.

6 l’anidride clorica ha formula: A B C D

Cl2o e numero di ossidazione del cloro +1. Cl2o5 e numero di ossidazione del cloro +5. Cl2o7 e numero di ossidazione del cloro +7. Cl2o3 e numero di ossidazione del cloro +3.

7 Il numero di ossidazione di un elemento: A B C D

è sempre positivo. è sempre negativo. vale 0 in un cristallo. può essere positivo o negativo o uguale a 0.

8 Il nome dell’ossido sno2 nella nomenclatura di stock è: A ossido stannico. B ossido stannoso.

C ossido di stagno (II). D ossido di stagno (IV).

9 Il nome tradizionale del composto AlCl3 è: A B C D

cloruro di alluminio ed è un sale. cloruro di alluminio ed è un idracido. tricloruro di alluminio ed è un idruro. tricloruro di alluminio ed è un idracido.

10 la reazione tra il diossido di carbonio e l’acqua è: A B C D

C(oH)2 (g) + H2o (l) → H2Co3 (aq) Co (g) + H2o (l) → H2Co2 (aq) Co2 (g) + H2o (l) → Co + H2o (aq) Co2 (g) + H2o (l) → H2Co3 (aq)

11 la formula H2so3 corrisponde: A B C D

all’acido triossosolforico (IV), anche detto acido solforoso. all’acido triossosolforico (VI), anche detto acido solforoso. all’acido triossosolforico (IV), anche detto acido solforico. all’idrossido triossosolforico (IV), anche detto idrossido solforoso.

12 Il triossocarbonato (IV) di calcio ha formula: A Co3Ca B CaCo3

C CaCo2 D Ca(Co3)2

A B C D

VERIFICA INTERATTIVA

acido dicromico. acido eptaossodicromico (III). acido eptaossocromico (VII). acido eptaossodicromico (VI).

14 Un ossoacido è formato da: A B C D

metallo + ossigeno. non metallo + ossigeno. idrogeno + non metallo + ossigeno. metallo + non metallo.

15 Il numero di ossidazione di un elemento è la carica reale o

formale degli atomi di tale elemento, ottenuta attribuendo gli elettroni di ogni legame: A all’atomo più elettronegativo. B all’atomo meno elettronegativo. C all’atomo metallico. D all’atomo non metallico.

16 la IUPAC per assegnare i nomi agli ossidi prevede: A i suffissi -oso e -ico. B i prefissi numerali greci.

C i suffissi -ito e -ato. D solo il prefisso mono.

17 I sali idrati sono sali che nei loro cristalli contengono una quantità: A non definita e costante di acqua, chiamata acqua di cristallizzazione. B definita e costante di acqua, chiamata acqua di precipitazione. C definita e costante di solvente, chiamato solvente di cristallizzazione. D definita e costante di acqua, chiamata acqua di cristallizzazione.

18 la nomenclatura IUPAC dei sali binari prevede: A B C D

il prefisso -uro alla radice del nome del non metallo. la desinenza -uro alla radice del nome del non metallo. la desinenza -ico alla radice del nome del non metallo. la desinenza -oso alla radice del nome del non metallo.

19 Il prefisso meta- si utilizza per gli acidi che si ottengono aggiungendo: A 2 molecole d’acqua all’anidride. B 3 molecole d’acqua all’anidride. C 4 molecole d’acqua all’anidride. D 1 molecola d’acqua all’anidride.

20 Gli idrossidi sono composti: A B C D

ternari formati da un non metallo, ossigeno e idrogeno. binari formati da un metallo e idrogeno. ternari formati da un metallo, ossigeno e idrogeno. binari formati da un metallo e ossigeno.

21 la stibina corrisponde alla formula: A nH3

B sbH3

C AsH3

D PH3

22 Il prefisso orto- si utilizza per gli acidi che si ottengono aggiungendo: A 2 molecola d’acqua all’anidride. B 3 molecole d’acqua all’anidride. C 4 molecole d’acqua all’anidride. D 1 molecola d’acqua all’anidride.

219

CAPITOLO

8

CONTENUTI

Le proprietà delle soluzioni 1 Le caratteristiche delle soluzioni 2 La concentrazione delle soluzioni 3 Le proprietà colligative

IN DIGITALE Schede di laboratorio • Determinazione del grado alcolico di un campione di vino • Durezza dell’acqua con il metodo Boutron-Boudet

1

Le caratteristiche delle soluzioni

L’acqua che beviamo, la pentola di casa che appare liscia e levigata tanto da sembrare costituita da un’unica sostanza, il vino, il caffè sono tutti miscugli omogenei perché costituiti da un’unica fase, cioè da una porzione di materia che presenta in tutte le sue parti le stesse caratteristiche macroscopiche (colore, durezza, stato fisico, densità). Le rocce, le vernici, i vestiti sono invece materiali che presentano più fasi distinguibili, per le quali le differenze sono evidenti, e per questo appartengono alla categoria dei miscugli eterogenei. Le soluzioni, che studieremo in questo capitolo, appartengono al primo gruppo. soluto

Una soluzione è un miscuglio omogeneo di due o più sostanze solide, liquide o gassose. In una soluzione il solvente è il componente presente in maggiore quantità, mentre ogni altra sostanza disciolta nel solvente è definita soluto (Figura 1). Parliamo di soluzioni diluite, concentrate o sature a seconda della concentrazione, cioè della quantità di soluto presente in una determinata quantità di solvente.

→ Figura 1

220

soluzione solvente

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

Ci riferiamo, invece, alla solubilità come alla massima quantità di soluto che si può disciogliere in una specifica quantità di solvente a determinati valori di temperatura e pressione. È importante specificare che nella formazione di una soluzione il solvente si mescola con il soluto spontaneamente: le particelle di solvente circondano quelle di soluto rompendone, a seconda delle sostanze, i legami intra o intermolecolari. In generale questo fenomeno è chiamato solvatazione, mentre se il solvente è l’acqua prende il nome di idratazione.

Elettroliti e non elettroliti Nel 1884 Svante Arrhenius (1859-1927, Figura 2) formulò l’ipotesi secondo la quale solo alcune sostanze, in soluzione, sono in grado di trasportare corrente elettrica. La teoria della dissociazione elettrolitica di Arrhenius distingue due differenti categorie: gli elettroliti, composti che, fusi oppure sciolti in un solvente (spesso acqua) sono in grado di condurre corrente elettrica, e i non elettroliti, composti che non sono in grado di condurre corrente elettrica. Si chiamano elettroliti i composti che, quando sono disciolti in acqua, rendono la soluzione in grado di condurre corrente elettrica.

↑ Figura 2

ENGLISH

elettrolita electrolyte

Gli elettroliti sono presenti nelle soluzioni come particelle cariche, come cationi e anioni. Essi possono derivare da composti ionici oppure covalenti. I composti ionici in soluzione liberano ioni positivi e negativi: H2O

NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl− (aq) il simbolo (aq) indica una specie in soluzione acquosa

Per esempio, quando si pone in acqua del cloruro di sodio, le molecole del liquido, che sono polari, interagiscono con gli ioni Na+ e Cl− del solido cristallino. Di conseguenza, il reticolo ionico del cloruro di sodio si disgrega, liberando nell’acqua gli ioni. Questo processo è detto dissociazione ionica (Figura 3):

← Figura 3 δ– δ+

Gli ioni Na+ e Cl− che si staccano dalla superficie del cristallo ed entrano in soluzione sono circondati dalle molecole del solvente, che si orientano a seconda della carica dello ione. Na+ (aq) e Cl− (aq), circondati dalle molecole d’acqua, sono ioni solvatati (o idratati, quando il solvente è l’acqua, come in questo caso, Figura 4). Si chiama solvatazione il processo in cui gli ioni o le molecole di un soluto vengono circondati dalle molecole del solvente.

2δ– O

H δ+

H δ+

Cl– legame ione-dipolo

→ Figura 4

221

I composti molecolari polari liberano ioni positivi e negativi in seguito alla rottura del legame covalente polare. Per esempio, quando si introduce in acqua il cloruro di idrogeno (HCl), che a temperatura e pressione ambiente è un gas, avviene una vera e propria reazione: le molecole polari dell’acqua riescono ad allontanare l’idrogeno dal cloro, che trattiene entrambi gli elettroni del legame H Cl. Il legame polare della molecola di HCl si spezza e si formano due ioni con carica opposta che sono circondati dalle molecole del solvente (cioè solvatati, Figura 5). La reazione di HCl con l’acqua è detta ionizzazione:

ione idronio ione cloruro

soluzione di HCl

HCl (g) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl− (aq)

↑ Figura 5

ione idronio

Infine, i non elettroliti sono composti che si trovano disciolti nelle soluzioni allo stato molecolare, cioè sotto forma di molecole neutre: quando un composto molecolare come il saccarosio (il comune zucchero da tavola, C12H22O11) si scioglie in acqua, il solvente spezza le interazioni tra le molecole del soluto, che si disperdono all’interno del solvente. Le molecole del saccarosio non si dissociano e non ionizzano: questo processo è detto solubilizzazione. C12H22O11 (s) → C12H22O11 (aq)

elettrodo (–)

generatore di corrente elettrodo (+)

La forza di un elettrolita Gli ioni solvatati sono liberi di muoversi e si distribuiscono nella soluzione in modo uniforme. Se in essa sono però introdotti due elettrodi (cioè due lamine di metallo collegate a un generatore di corrente) il movimento degli ioni non è più casuale. I cationi (con carica positiva) si muovono nella soluzione verso l’elettrodo negativo, mentre gli anioni (con carica negativa) si muovono verso l’elettrodo positivo (Figura 6). Facendo riferimento agli esempi che abbiamo visto in precedenza: • il cloruro di sodio (NaCl), che in soluzione acquosa è completamente dissociato in ioni, è un elettrolita forte. In genere i sali solubili in acqua sono elettroliti forti cioè si dissociano al 100%. Anche gli idrossidi dei metalli alcalini (come NaOH) sono elettroliti forti; • il cloruro di idrogeno (HCl), che in soluzione acquosa è completamente ionizzato, è un elettrolita forte. Altri acidi sono elettroliti forti, come H2SO4; • il saccarosio (C12H22O11), che non forma ioni in soluzione, è un non elettrolita. Le soluzioni di saccarosio non conducono la corrente elettrica. Alcune sostanze, in acqua, ionizzano solo parzialmente, per cui la conducibilità delle loro soluzioni è minore, a parità di concentrazione, della conducibilità di un elettrolita forte. Per esempio, in una soluzione di acido acetico (CH3COOH, Figura 7), la maggior parte dell’acido è presente in soluzione nella forma di molecole, mentre una piccola frazione (meno dell’1%) è ionizzata in ioni acetato (CH3COO−) e ioni H+:

il cloruro di rame (ii) è un elettrolita forte e permette il passaggio di molte cariche nella soluzione.

↑ Figura 6

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq) L’acido acetico è un elettrolita debole. Anche i sali come il cloruro di argento (AgCl), il dicloruro di mercurio (II) (HgCl2), il tetraossosolfato (VI) di bario (BaSO4) o il tetraossocarbonato (IV) di calcio (CaCO3), che in soluzione acquosa si dissociano solo parzialmente in ioni, sono elettroliti deboli.

↑ Figura 7

222

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

Se indichiamo con n le moli di un elettrolita disciolte in soluzione e con ndis le moli di soluto che si sono dissociate o ionizzate, possiamo calcolare il grado di dissociazione dell’elettrolita. Il grado di dissociazione (α) è il rapporto tra le moli di soluto che sono dissociate (o ionizzate) e le moli iniziali di soluto in soluzione. moli di soluto dissociate (o ionizzate)

ndis α = ___ n

ENGLISH

grado di dissociazione degree of dissociation

moli iniziali di soluto

Per come è definito, il grado di dissociazione è un numero puro (cioè privo di unità di misura) che può assumere valori compresi tra 0 e 1: • α = 1 quando il soluto è completamente dissociato/ionizzato (elettrolita forte); • 0 < α < 1 quando il soluto è solo parzialmente dissociato/ionizzato (elettrolita debole).

IN DIGITALE

In più Il fattore energetico nella formazione delle soluzioni

PROBLEMA SVOLTO

1 Calcolare il grado di dissociazione A una specifica temperatura, 23,6 g di acido monossoclorico (I) sono disciolti in acqua. Trascorsi alcuni minuti 7,87 g di acido non si dissociano. Calcola il grado di dissociazione della sostanza. RISOLVI

Dati

Incognite

mHClo iniziale = 23,6 g

mHClo indissociato = 7,87 g

α=?

il composto al fondo del recipiente costituisce la parte non dissociata. per calcolare il grado dissociazione della sostanza è necessario: calcolare le moli corrispondenti alle masse fornite dal problema; calcolare le moli che si sono dissociate in soluzione come differenza tra quelle totali e quelle non dissociate; applicare la formula del grado di dissociazione.

Calcola 1. Calcola la massa molare dell’acido, poi calcola le moli di acido iniziale e di quello indissociato: MMHClo = 1,008 g/mol + 35,45 g/mol + 16,00 g/mol = 52,46 g/mol H Cl O 23,6 g 7,87 g nHClo iniziali = ___________ = 0,450 mol n HClo indissociate = ___________ = 0,150 mol 52,46 g/mol 52,46 g/mol 2. Calcola le moli dissociate: ndis = niniziali − nindissociate = 0,450 mol − 0,150 mol = 0,300 mol 3. Applica la formula e calcola il grado di dissociazione: ndis _____ 0,300 α = ___ = = 0,667 n 0,450 il risultato è un numero puro e ci informa che la sostanza è un elettrolita debole (0 < α < 1) e che circa il 67% delle molecole di partenza sono ionizzate (dissociate) .

FAI PRATICA

2 Calcola le moli dissociate e indissociate di una generica sostanza HA, sapendo che

sono introdotte inizialmente 0,87 mol in soluzione acquosa e che il grado di dissociazione della sostanza è α = 0,20. [ndissociate = 0,17; nindissociate = 0,70 mol]

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Che cos’è una soluzione? Come si prepara? 2 Che cosa si intende per dissociazione ionica? 3 secondo la teoria di Arrhenius, qual è la differenza tra elettroliti e non elettroliti? 4 Che cosa si intende per solvatazione?

223

2

La concentrazione delle soluzioni

Abbiamo studiato che la concentrazione di una soluzione può essere espressa in percentuale massa (% m/m), percentuale volume (% V/V) e in percentuale massa-volume (% m/V). In questo capitolo introdurremo quattro nuovi modi di definire la concentrazione di una soluzione: parti per milione (ppm), molarità (M), molalità (m), frazione molare (χ).

Concentrazione in parti per milione Per esprimere la concentrazione di soluzioni estremamente diluite, come quella di certi inquinanti nelle acque o nell’aria, si usano le parti per milione (ppm): le parti per milione (ppm) indicano il numero di particelle di soluto presenti in un milione di parti di soluzione. Questa concentrazione può essere espressa in funzione della massa o del volume. • In funzione della massa 1 ppm equivale a 1 mg (1 · 10−3 g) di soluto in 1 kg di soluzione oppure a 1 g di soluto in 1 000 000 g di soluzione: 1 mg 1g msoluto = _____ = _______ 1 ppm = _______ msoluzione 1 kg 1 · 10 6 g

• In funzione del volume 1 ppm in volume equivale a 1 μL (microlitro) di soluto in 1 L di soluzione (1 000 000 · 1 μL di soluzione = 106 μL): 1 μL soluto ________ 1 μL Vsoluto = _________ = 1 ppm = _______ Vsoluzione 1 L soluzione 1 · 10 6 μL Dato che si tratta di soluzioni molto diluite, 1 kg di soluzione acquosa avrà un volume prossimo a 1 L, per cui 1 ppm corrisponde anche a 1 mg di soluto in 1 L di soluzione.

PROBLEMA SVOLTO

3 Usare le parti per milione (ppm) Calcola la concentrazione in ppm di diossido di carbonio (CO2) sapendo che in 600 g di soluzione ci sono 70,0 mg di CO2. RISOLVI

Dati msoluto = 70,0 mg

Incognite msoluzione = 600 g

concentrazione (ppm)?

per risolvere questo problema è sufficiente applicare la formula della concentrazione in ppm, ricordandosi di convertire le masse nelle corrette unità di misura: 600 g = 0,600 kg

Calcola Calcola la concentrazione applicando la formula: 70,0 mg msoluto = ________ = 117 ppm ppm(Co2) = _______ msoluzione  0,600 kg

FAI PRATICA

4 Una soluzione di SO2 in acqua contiene 0,000230 g di SO2 per litro di soluzione. Qual è la concentrazione di SO2 in ppm?

224

[0,230 ppm]

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

La concentrazione molare o molarità L’unità maggiormente utilizzata nei laboratori chimici per definire una concentrazione è la molarità (M).

Molarità M La concentrazione molare o molarità (M) di una soluzione indica le moli di soluto per litro di soluzione. moli di soluto

n (mol) M = _______ V (L)

ENGLISH volume di soluzione

molarità molarity

Fai attenzione! La molarità indica le moli di soluto per litro di soluzione, non di solvente. Per preparare una soluzione di una data molarità, si preleva una quantità misurata di soluto (Figura 8a), la si scioglie in una piccola quantità di solvente (Figura 8b) e poi si aggiunge solvente, in un apposito recipiente tarato, fino al volume finale richiesto (Figura 8c). Inoltre, come possiamo notare osservando la formula, la molarità dipende anche dalla temperatura, poiché al variare della temperatura varia il volume della soluzione. a

b

c

← Figura 8 PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare la molarità di una soluzione Calcola la molarità di una soluzione preparata sciogliendo 15,5 g di cloruro di sodio (NaCl) in acqua e portando fino a un volume finale di 1,50 L di soluzione.

msoluto

RISOLVI

calcola le moli

Dati

Vsoluzione

Incognite

msoluto = 15,5 g

Vsoluzione = 1,50 L

M=?

Anzitutto devi calcolare le moli di soluto dividendo la massa di naCl per la sua massa molare: n = m/MM. Quindi puoi calcolare la molarità, applicando la relazione: n (mol) M = _______ V (L) il volume è già espresso in litri, per cui il calcolo è facile e diretto.

m n = ____ MM

nsoluto(mol) M = __________ Vsoluzione(L)

Calcola 1. La massa molare del cloruro di sodio è: MM = 22,99 g/mol + 35,45 g/mol = 58,44 g/mol Na Cl

225

2. Le moli di naCl disciolte nella soluzione sono: 15,5 g msoluto ___________ nsoluto = _____ = = 0,265 mol MM 58,44 g/mol 3. ora conosci sia le moli di soluto sia il volume della soluzione, quindi puoi calcolare la concentrazione molare della soluzione: n 0,265 mol M = __ = _________ = 0,177 mol/L = 0,177 M 1,50 L V

Controlla il risultato Hai ottenuto un valore espresso in mol/L; il risultato è accettabile.

FAI PRATICA

6 Calcola la massa di acido cloridrico (HCl) necessaria per preparare una soluzione 0,250 M in 700 mL di soluzione.

[6,38 g]

Quando la concentrazione cambia: la diluizione Ti sarà capitato di preparare una bevanda dissetante usando uno sciroppo: per esempio una bevanda alla menta si può preparare aggiungendo acqua al denso sciroppo di menta. Nel compiere questa operazione hai fatto una diluizione: aggiungendo acqua, la quantità di soluto rimane la stessa, ma è dispersa in un volume più grande (Figura 9). Per ridurre le dimensioni dei contenitori di stoccaggio, le sostanze sono spesso trasportate in concentrazione elevata e diluite successivamente; l’acido cloridrico (HCl), per esempio, è commercializzato in soluzione standard 12,0 M.

solvente

soluto

In laboratorio è una pratica diffusa ridurre la concentrazione di una soluzione. Per farlo è necessario sapere quanto solvente si deve aggiungere alla soluzione di partenza. Se volessimo diluire una soluzione con molarità Miniziale fino a ottenere una soluzione a concentrazione Mfinale, più bassa, dovremmo: 1. partire dalla soluzione iniziale a concentrazione nota (Miniziale): n M iniziale = _____ Viniziale 2. aggiungere un certo volume d’acqua, fino ad arrivare alla concentrazione desiderata (Mfinale): n M iniziale = _____ Viniziale

→

n n M finale = _______________ = ____ V + V V ( iniziale aggiunto) finale

Nella diluizione, l’unica grandezza che non cambia è il numero di moli di soluto (n).

226

← Figura 9

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

È possibile pertanto scrivere: n = M iniziale · Viniziale

n = M finale · Vfinale

Miniziale · Viniziale = Mfinale · Vfinale Quest’ultima relazione è piuttosto utile perché mette in relazione la molarità, cioè la concentrazione, con il volume della soluzione; inoltre, noti tre valori, consente di calcolare il quarto.

PROBLEMA SVOLTO

7 Calcolare la molarità di una soluzione dopo la diluizione Calcola la molarità di una soluzione di idrossido di sodio (NaOH) ottenuta aggiungendo 400 mL di acqua a 500 mL di una soluzione con concentrazione 3,00 M. RISOLVI

Dati

Incognite

Mi = 3,00 M Vi = 500 mL

Vaggiunto = 400 mL

Mf = ?

puoi risolvere questo problema in due modi diversi, entrambi validi. a. puoi applicare la relazione che abbiamo appena visto per la diluizione: Mi · Vi = Mf · Vf dove gli indici “i” e “f” indicano molarità e volume, rispettivamente, prima e dopo la diluizione. da questa relazione puoi ricavare la molarità della soluzione diluita (Mf): Mi · Vi Mf = ______ Vf b. puoi calcolare le moli contenute nella soluzione prima della diluizione: ni = Mi · Vi e poi calcolare la molarità della soluzione diluita dividendo le moli (che rimangono le stesse) per il volume finale: n ni Mf = __i = __________ Vf Vi + 0,400 L

quando si lavora con la molarità, i volumi devono essere espressi in L

Calcola a. 1. Calcola il volume finale della soluzione (in L), dopo l’aggiunta di 400 mL di acqua: Vf = 0,500 L + 0,400 L = 0,900 L 2. ora sostituisci i valori noti nella formula: Mi · Vi ________________ 1,50 mol 3,00 mol/L · 0,500 L ________ Mf = ______ = = 1,67 mol/L = Vf 0,900 L 0,900 L La soluzione diluita ha concentrazione 1,67 M. b. 1. nella soluzione iniziale ci sono: ni = Mi · Vi = 3,00 mol/L · 0,500 L = 1,50 mol 2. Queste stesse moli, in un volume finale di 0,500 L + 0,400 L = 0,900 L, danno una soluzione diluita di molarità: n 1,50 mol Mf = __i = ________ = 1,67 mol/L Vf 0,900 L il risultato è lo stesso ottenuto nel calcolo precedente.

227

Controlla il risultato in entrambi i casi hai ottenuto una molarità inferiore a quella della soluzione iniziale, come deve essere nel caso di una diluizione.

FAI PRATICA

8 Un volume di 700,0 mL di una soluzione 3,00 M di cloruro di sodio (NaCl) è diluito

fino a raggiungere la molarità finale di 1,56 mol/L. Calcola il volume aggiunto alla soluzione. [0,646 L]

VIDEO TUTORIAL

La concentrazione molale o molalità L’unità adottata dal Sistema Internazionale per esprimere la concentrazione di una soluzione è la concentrazione molale o molalità (m). A differenza della molarità (M), la molalità non dipende dalla temperatura, perché è definita in funzione della massa di solvente (e non del volume, che può cambiare con la temperatura).

Molalità m La concentrazione molale o molalità (m) indica le moli di soluto per kilogrammo di solvente. moli di soluto

nsoluto (mol) m = __________ msolvente (kg)

ENGLISH massa di solvente

Una soluzione che contiene 0,200 mol di idrossido di sodio (NaOH) in 500 g (cioè 0,500 kg) di acqua è una soluzione di NaOH 0,400 m. Spesso la massa del solvente è espressa in grammi, perciò, nei problemi, si deve effettuare la conversione in kilogrammi.

PROBLEMA SVOLTO

9 Calcolare la molalità di una soluzione Calcola la molalità di una soluzione preparata sciogliendo 10,0 g di cloruro di potassio (KCl) in 300,0 g di acqua. RISOLVI

Dati

Incognite

msoluto = 10,0 g msolvente = 300,0 g

m=?

Anzitutto devi calcolare le moli di soluto; quindi calcola la molalità della soluzione applicando la formula e facendo attenzione a esprimere la massa del solvente in kg: nsoluto (mol) m = _______ msolvente (kg)

Calcola 1. Calcola la massa molare di KCl: MM = 39,10 g/mol + 35,45 g/mol = 74,55 g/mol K Cl

228

molalità molality

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

2. Calcola le moli di KCl in 10,0 g: 10,0 g msoluto ___________ = = 0,134 mol nsoluto = _____ MM 74,55 g/mol 3. Converti la massa di acqua (in kg) e calcola la molalità della soluzione: msolvente = 300,0 g = 0,300 kg

nsoluto 0,134 mol m = _______ = _________ = 0,447 mol/kg msolvente 0,300 kg

La soluzione di KCl è 0,447 m.

FAI PRATICA

10 Calcola la massa di acqua (in grammi) che devi utilizzare per preparare una

[2,5 · 103 g]

soluzione 2,8 m di LiCl con 300 g di soluto.

La frazione molare Quando la soluzione è formata da più componenti, può essere utile esprimere la concentrazione tramite la frazione molare (χ), che fa uso solo delle moli. La frazione molare (χ) di ogni componente di una soluzione è il rapporto tra le moli di tale componente e le moli totali di tutti i componenti.

ENGLISH

frazione molare molar fraction

Se indichiamo con A, B, C ecc. i componenti di una soluzione, la frazione molare del componente A è: nA nA = ____ χA = ______________ nA + nB + nC + … ntotali La frazione molare è una grandezza adimensionale, perché si ricava da un rapporto tra moli; inoltre, la somma delle frazioni molari di tutti i componenti di una soluzione è sempre uguale a 1: nC ntotali nA nB ____ + ____ + ____ + ... = ____ =1 ntotali

ntotali

ntotali

ntotali

La frazione molare è dunque compresa fra 0 e 1: 0 ≤ χ ≤ 1. Una volta nota la frazione molare di un componente, per esempio l’acqua, puoi calcolare la frazione molare dell’altro componente con una sottrazione: χcomponente = 1 − χacqua

PROBLEMA SVOLTO

11 Calcolare la frazione molare dei componenti di una soluzione acquosa

mA

mB

mA nA = ____ MMA

mB nB = ____ MMB

Calcola la frazione molare del glucosio e dell’acqua in una soluzione ottenuta sciogliendo 250 g di glucosio (C6H12O6) in 1000 g di acqua. ntot = nA + nB

RISOLVI

Dati mglucosio = 250 g

Incognite macqua = 1000 g

χglucosio = ?

χacqua = ?

dato che la frazione molare è un rapporto tra moli, devi anzitutto calcolare le moli di ciascun componente: mglucosio (g) nglucosio = _________ MMglucosio (g/mol)

macqua (g) nacqua = ________ MMacqua (g/mol)

nA χA = ____

nB χB = ____

ntot

ntot

χA + χB = 1

229

PER CAPIRE

Quindi puoi applicare la relazione: nglucosio nglucosio χglucosio = ____________ = ______ nglucosio + nacqua ntotali

nacqua χacqua = _____ ntotali

Calcola 1. Calcola le moli di glucosio e di acqua nella soluzione: 250 g nglucosio = ___________ = 1,39 mol 180,1 g/mol 1000 g nacqua = ___________ = 55,49 mol 18,02 g/mol 2. Calcola le moli totali di soluto e solvente nella soluzione: ntotali = nglucosio + nacqua = 1,39 mol + 55,49 mol = 56,88 mol 3. Calcola la frazione molare del glucosio e dell’acqua: 1,39 mol χglucosio = _________ = 0,0244 56,88 mol 55,49 mol χacqua = _________ = 0,9755 56,88 mol

Controlla il risultato i valori ottenuti sono adimensionali, come deve essere quando si effettuano delle divisioni tra moli. inoltre, se sommi le frazioni molari dei due componenti ottieni un numero che puoi approssimare a 1: χglucosio + χacqua = 0,0244 + 0,9755 = 0,999 ≅ 1 il risultato ottenuto è pertanto accettabile.

FAI PRATICA

12 Calcola la frazione molare di due soluti presenti in una soluzione formata da 300 g di acqua, 12 g di NaCl e 18 g di KCl.

[χacqua = 0,971; χnaCl = 0,012; χKCl = 0,014]

La normalità La normalità (N) è la denominazione antiquata con cui si indicava la concentrazione normale di un soluto: tale denominazione è stata abolita dal Sistema Internazionale e non è più riconosciuta dalla IUPAC. La normalità (N) o concentrazione normale di una soluzione è il numero di equivalenti di soluto (neq) contenuti in un litro di soluzione. La formula per calcolare la normalità è la seguente: numero di equivalenti neq eq N = ___________________ = ___ = ___ volume di soluzione V L Nella normalità, o meglio nella concentrazione normale, non è sempre semplice determinare gli equivalenti. Per farlo, occorre: 1. conoscere la massa equivalente (meq), cioè la massa data dal rapporto tra la massa molare del composto e le unità reattive: MM meq = ____ ur 2. conoscere le unità reattive, ur; 3. conoscere la reazione in cui è coinvolto il composto desiderato.

230

in una soluzione formata da due soli componenti, una volta nota la frazione molare di un componente, puoi calcolare la frazione molare dell’altro con una sottrazione.

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

Proviamo a fare tre esempi per determinare le unità reattive dei vari composti:

Caso 1: un sale dissociato in ioni. K2CO3 → 2K+ + CO32− Le unità reattive corrispondono al numero di cariche positive generate dal sale dissociato, in questo caso 2. La massa equivalente sarà: g MM MM meq = ____ = ____ = ___ ur 2 eq

Caso 2: un acido dissociato in acqua. Il numero di unità reattive corrisponde al numero di ioni idrogeno (H+) che la molecola genera: 1 ur per HCl; 2 ur per H2SO4; 3 ur per H3PO4 ecc.; Caso 3: una base o un idrossido in acqua. Il numero di unità reattive corrisponde al numero di ioni OH− che si generano: 1 ur per NaOH; 2 ur per Ca(OH)2 ecc. Una volta calcolate le unità reattive e la corrispondente massa equivalente, è possibile risalire agli equivalenti: g g massa neq = ________________ = ___ = ___ = eq g massa equivalente meq ___ eq

PROBLEMA SVOLTO

Calcolare la normalità di una soluzione

PREPARATI ALLA VERIFICA 5 Qual è la definizione di ppm? 6 definisci la molarità e la molalità. in che cosa differiscono? 7 Qual è l’intervallo valido per le frazioni molari?

Pertanto la formula per calcolare la normalità (N) sarà: neq eq N = ___ = ___ V L La Tabella 1 riassume i modi visti finora per calcolare la concentrazione delle soluzioni.

8 in una diluizione, quale grandezza fisica rimane inalterata? Motiva la risposta.

Concentrazione percentuale in massa

indica la quantità di soluto, espressa in grammi, contenuta in 100 g di soluzione

massa soluto (g) % m/m = _________________ · 100 massa soluzione (g)

Concentrazione percentuale in volume

indica la quantità di soluto, espressa in millilitri, contenuta in 100 mL di soluzione

volume soluto (mL) % V/V = ____________________ · 100 volume soluzione (mL)

Concentrazione massa/volume

indica il rapporto tra la massa del soluto e il volume della soluzione

massa soluto (g, mg, μg ecc.) m/V = ________________________________ volume soluzione (cm3, m3, mL, L ecc.)

Parti per milione (ppm)

indica le parti di soluto presenti in un milione di parti di soluzione; è adimensionale

massa (o volume) soluto (mg, μL) ppm = ________________________ massa (o volume) soluzione (kg, L)

Molarità (M)

indica le moli di soluto per litro di soluzione

moli soluto (mol) M = __________________ volume soluzione (L)

Molalità (m)

indica le moli di soluto per kilogrammo di solvente

moli soluto (mol) m = _________________ massa solvente (kg)

Frazione molare (χ)

indica il rapporto tra le moli di soluto moli soluto (mol) (o solvente) e le moli totali (del solvente e di tutti χsoluto = _______________ moli totali (mol) i soluti presenti); la somma delle frazioni molari di tutte le sostanze presenti in soluzione è uguale a 1 moli solvente (mol) χsolvente = _________________ moli totali (mol)

Normalità (N)

indica il numero di equivalenti di soluto contenuti in un litro di soluzione

numero di equivalenti (eq) n = ________________________ volume di soluzione (L)

↑ Tabella 1 Alcuni modi per esprimere la concentrazione delle soluzioni.

231

3

Le proprietà colligative

Abbiamo visto che la presenza di un elettrolita può modificare la conducibilità dell’acqua, che di per sé conduce debolmente la corrente elettrica. Sappiamo anche che alcuni soluti possono impartire all’acqua una colorazione caratteristica, quando si sciolgono in soluzione. In generale, la presenza di un soluto modifica le proprietà del solvente. Ci sono alcune proprietà delle soluzioni, chiamate proprietà colligative (Figura 10), che dipendono dal numero (e quindi dalla concentrazione) delle particelle del soluto, ma non dalla loro identità. Per esempio, l’acqua solidifica a 0 °C, ma le soluzioni acquose solidificano a temperature più basse. Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono dal numero di particelle di soluto presente in una determinata quantità di solvente, non dal tipo di soluto.

ENGLISH

proprietà colligative colligative properties

Abbassamento della pressione di vapore Sappiamo che la pressione (o tensione) di vapore è la pressione che il vapore di una sostanza esercita quando è in equilibrio con il suo liquido. Nei liquidi volatili, le particelle lasciano facilmente la superficie del liquido e la pressione di vapore è alta; invece, nei liquidi poco volatili le particelle lasciano con difficoltà la superficie e la pressione di vapore è bassa. Che cosa succede alla pressione di vapore di un liquido, quando si sciolgono dei soluti e si forma una soluzione? Monitorando il livello dell’acqua di due laghi, uno dolce e l’altro salato, noteremmo che l’evaporazione è differente: nel lago d’acqua dolce la tendenza a evaporare, cioè la pressione di vapore, è maggiore rispetto al secondo. La presenza del sale, o di un qualsiasi altro soluto, modifica il processo di evaporazione: ciò accade perché sulla superficie del lago non ci sono solo particelle d’acqua (volatili), ma anche particelle di soluto (non volatili). La presenza del soluto, quindi, interferisce con il processo di evaporazione, che subisce un rallentamento.

← Figura 10

L’aggiunta di sale fa abbassare il punto di congelamento dell’acqua (abbassamento crioscopico); per questo, quando c’è pericolo di gelate, si sparge sale sulle strade.

Le soluzioni di acqua e sale hanno una temperatura di ebollizione più alta dell’acqua pura (innalzamento ebullioscopico).

La pressione osmotica gioca un ruolo fondamentale nel mantenimento dell’equilibrio cellulare.

per preparare i distillati si sfrutta l’abbassamento della pressione di vapore dei componenti di un miscuglio.

232

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

a

tensione di vapore

tensione di vapore

b

Tensione di vapore (atm)

Infatti, in ogni istante capita che le particelle del soluto, nel loro moto caotico, si trovino in prossimità della superficie del liquido e ostacolino il passaggio delle molecole del solvente nel vapore. In generale, l’aggiunta di un soluto fa diminuire la concentrazione delle particelle del solvente, riducendo la probabilità che lascino la superficie del liquido passando nel vapore; per questo la pressione di vapore del solvente nella soluzione è minore della pressione di vapore del solvente quando è puro (Figura 11a). Inoltre, le particelle del soluto stabiliscono dei legami intermolecolari, energeticamente vantaggiosi, con le molecole del solvente; per questo, a tutte le temperature, il passaggio delle molecole del solvente dalla fase liquida alla fase vapore è più lento rispetto al solvente puro (e la pressione di vapore è più bassa, Figura 11b). Come vedremo, la soluzione bolle a una temperatura più alta del solvente puro.

↓ Figura 11

pressione atmosferica (1 atm)

solvente ∆t soluzione

solvente + soluto

solvente puro

L’aggiunta di un soluto non volatile a un liquido determina l’abbassamento della pressione di vapore del liquido.

Temperatura (°C) ENGLISH

abbassamento della pressione di vapore vapor pressure lowering

Se il soluto non è volatile, cioè ha una pressione di vapore trascurabile, la tensione di vapore del solvente dipende dalla propria frazione molare, secondo la legge di Raoult (dal nome del fisico e chimico Francois-Marie Raoult, 1830-1901, Figura 12).

Legge di Raoult

ENGLISH

La pressione di vapore di un solvente in soluzione con un soluto non volatile è uguale alla pressione di vapore del solvente puro moltiplicata per la sua frazione molare.

legge di Raoult Raoult’s law

frazione molare del solvente nella soluzione

psolvente = p°solvente · χsolvente pressione di vapore del solvente puro

Le soluzioni per le quali è valida questa legge sono chiamate soluzioni ideali. Le soluzioni reali hanno un comportamento ideale, che può essere descritto dalla legge di Raoult, solo se sono sufficientemente diluite (cioè se hanno concentrazione minore o uguale a 0,1 M). A partire dalla legge di Raoult, con una serie di semplici passaggi, si può arrivare alla seguente relazione, che permette di calcolare l’abbassamento della pressione di vapore del solvente conoscendo la frazione molare del soluto: χA + χB = 1

χA = 1 − χ B

pA = pA° · χA = pA° · (1 − χB) = pA° − pA° · χB pA − pA° = pA° · χB

↑ Figura 12

∆ pA = pA° · χB

233

Quindi, in generale: ∆psolvente = (p°solvente − psolvente) = p°solvente · χsoluto abbassamento della pressione di vapore del solvente

Questa relazione mostra che l’abbassamento della pressione di vapore del solvente (∆psolvente) è direttamente proporzionale alla concentrazione del soluto, ma non dipende dal tipo di soluto (cioè è lo stesso per ogni soluto non volatile con questa stessa frazione molare).

PROBLEMA SVOLTO

msoluto

macqua

msoluto nsoluto = ____ MMsoluto

macqua nacqua = ____ MMacqua

13 Calcolare l’abbassamento della pressione di vapore Calcola la variazione della pressione di vapore (in torr) dell’acqua, a 20 °C, in una soluzione preparata sciogliendo 10,00 g di glucosio (C6H12O6) in 100,0 g di solvente (p°acqua = 17,54 torr, a 20 °C). RISOLVI

Dati

Incognite

nsoluto χsoluto = ____

nsoluto + nacqua

mglucosio = 10,00 g macqua = 100,0 g

∆pacqua = ? ∆pacqua = p°acqua · χsoluto

p°acqua = 17,54 torr per calcolare la variazione della pressione di vapore del solvente devi applicare la relazione: ∆psolvente = p°solvente · χsoluto devi pertanto calcolare la frazione molare del soluto (glucosio) e del solvente (acqua), a partire dalla loro massa.

Calcola 1. Calcola le moli di glucosio e di acqua: 10,00 g nglucosio = ___________ = 0,05552 mol 180,1 g/mol

100,0 g nacqua = ___________ = 5,549 mol 18,02 g/mol

Le moli totali sono: nglucosio + nacqua = 0,05552 mol + 5,549 mol = 5,604 mol. 2. Calcola la frazione molare di soluto e solvente: 0,05552 mol χglucosio = ___________ = 0,009907 5,604 mol

5,549 mol χacqua = _________ = 0,9902 5,604 mol

3. ora puoi calcolare l’abbassamento della pressione di vapore dell’acqua: ∆pacqua = p°acqua · χglucosio = 17,54 torr · 0,009907 = 0,1738 torr pacqua = p°acqua − ∆pacqua = 17,54 torr − 0,1738 torr = 17,37 torr

Controlla il risultato La pressione di vapore, dopo l’aggiunta di glucosio, si è abbassata; il risultato è accettabile.

FAI PRATICA

14 Calcola la pressione di vapore del solvente (in torr) a 20 °C delle seguenti soluzioni: a. 25,0 g di glucosio (C6H12O6) in 700,0 g di acqua (p°acqua = 17,54 torr, a 20 °C); b. 37,0 g di saccarosio (C12H22O11) in 1500,0 g di acqua (p°acqua = 17,54 torr, a 20 °C).

[a. 17,48 torr; b. 17,52 torr]

234

pacqua = p°acqua − ∆pacqua

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

L’innalzamento del punto di ebollizione L’acqua bolle a 100 °C (alla pressione di 1 atm); sappiamo che questo significa che a 100 °C la pressione di vapore dell’acqua è uguale a 1 atm. Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la pressione di vapore del liquido è uguale alla pressione atmosferica. Dato che stiamo esaminando l’effetto dei soluti sulle proprietà del solvente, possiamo chiederci che cosa accade al punto di ebollizione quando al liquido puro si aggiunge un sale (o un altro soluto). La soluzione ottenuta bolle a 100 °C, come l’acqua pura? Se pensiamo a ciò che succede quando si aggiunge il sale all’acqua per la pasta, troviamo la risposta (Figura 13). Infatti, quando aggiungiamo il sale, l’ebollizione si interrompe e riprende dopo un po’ di tempo: l’aggiunta di sale abbassa la pressione di vapore dell’acqua che, di conseguenza, deve essere riscaldata a una temperatura maggiore di 100 °C per avere una tensione di vapore uguale alla pressione atmosferica.

ENGLISH

punto di ebollizione boiling point

← Figura 13

Si chiama innalzamento ebullioscopico (o innalzamento del punto di ebollizione) il cambiamento del punto di ebollizione di un solvente dovuto alla presenza di un soluto.

ENGLISH

innalzamento ebullioscopico boiling point elevation

L’aumento della temperatura di ebollizione (∆teb) della soluzione, rispetto al solvente puro, è direttamente proporzionale alla molalità (m) della soluzione; la costante di proporzionalità (indicata con Keb) è la costante ebullioscopica molale, una proprietà del solvente il cui valore non dipende dal tipo di soluto: molalità della soluzione

∆teb = Keb · m costante ebullioscopica molale

Nel caso dell’acqua, Keb = 0,512 °C · kg/mol (Tabella 2); una soluzione acquosa 1 m di un soluto non volatile bolle a una temperatura di 0,512 °C più alta rispetto all’acqua pura. Solvente

Keb (°C · kg/mol)

acqua

0,512

etanolo

1,22

benzene

2,53

cloroformio

3,63

tetracloruro di carbonio

5,02

↑ Tabella 2 Costante ebullioscopica molale di alcuni solventi.

235

PROBLEMA SVOLTO

15 Calcolare la temperatura di ebollizione Calcola la temperatura di ebollizione della soluzione quando sono aggiunti 40,00 g di glucosio (C6H12O6) in 1 L d’acqua. La costante ebullioscopica molale dell’acqua è 0,512 °C · kg/mol. RISOLVI

Dati

Incognite

msoluto = 40,00 g

Vsolvente = 1 L

Keb = 0,512 °C · kg/mol

teb = ?

per risolvere il problema devi calcolare anzitutto le moli di soluto (usando la massa molare del glucosio), poi la molalità, quindi applicare la formula ∆ teb = Keb · m e infine calcolare la temperatura.

Calcola 1. determina le moli di soluto: 40,00 g m nglucosio = _______ = ____________ = 0,2221 mol MM 180,1 g/mol 2. Calcola la molalità della soluzione: 0,2221 mol mol m = __________ = 0,2221 ____ 1,000 kg kg 3. Applica la formula per calcolare ∆teb: kg mol ∆teb = Keb · m = 0,512 °C · ____ · 0,2221 ____ = 0,114 °C mol kg 4. Calcola la temperatura di ebollizione finale: teb = 100,00 °C + 0,114 °C = 100,114 °C (100, 11 °C) La temperatura finale non aumenta di molto visto che la costante Keb ha un valore basso. Ci vorranno grandi quantità di soluto per aumentare in maniera significativa la temperatura.

FAI PRATICA

16 Calcola la temperatura di ebollizione di una soluzione formata da 0,550 kg

di saccarosio (C12H22O11) in 1400 g di acqua. La costante ebullioscopica dell’acqua è 0,512 °C · kg/mol. [100,59 °C]

L’abbassamento del punto di congelamento L’acqua di mare congela al di sotto di 0 °C; a causa dei sali disciolti, infatti, per le molecole d’acqua è più difficile assumere la disposizione altamente ordinata del solido. Si chiama abbassamento crioscopico (o abbassamento del punto di congelamento) il cambiamento del punto di solidificazione di un solvente dovuto alla presenza di un soluto. L’abbassamento della temperatura di solidificazione (∆tcr) della soluzione, rispetto al solvente puro, è direttamente proporzionale alla molalità (m) della soluzione; la costante di proporzionalità (indicata con Kcr) è la costante crioscopica molale, una proprietà del solvente, il cui valore non dipende dal tipo di soluto: molalità della soluzione

∆tcr = Kcr · m costante crioscopica molale

236

ENGLISH

abbassamento crioscopico freezing point depression

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

Nel caso dell’acqua, Kcr = 1,86 °C · kg/mol (Tabella 3); una soluzione acquosa 1 m di un soluto (non volatile) solidifica a −1,86 °C. Solvente

Kcr (°C · kg/mol)

acqua

1,86

etanolo

1,99

benzene

5,12

cloroformio

4,68

tetracloruro di carbonio

29,80

← Tabella 3 Costante crioscopica molale di alcuni solventi.

Ora possiamo capire perché d’inverno si sparge il sale sulle strade: il sale abbassa la temperatura di solidificazione dell’acqua. Allo stesso modo, l’aggiunta di glicol etilenico (l’antigelo) impedisce che l’acqua congeli nel motore delle automobili, quando fa molto freddo.

PROBLEMA SVOLTO

17 Calcolare l’abbassamento crioscopico Calcola la temperatura di congelamento di una soluzione formata da 23,0 g di glucosio (C6H12O6) in 80,0 g d’acqua (Kcr (acqua) = 1,86 °C · kg/mol) RISOLVI

Dati

Incognite

mglucosio = 23,0 g macqua = 80,0 g

tcongelamento?

Kcr (acqua) = 1,86 °C · kg/mol per risolvere il problema è necessario calcolare le moli di glucosio (n), la molalità della soluzione (m) e, infine, la variazione di temperatura (∆t) di congelamento della soluzione.

Calcola 1. Calcola le moli di glucosio: mglucosio 23,0 g nglucosio = ________ = ___________ = 0,128 mol MM glucosio 180,1 g / mol 2. Calcola la molalità della soluzione: 0,128 mol m = _______ = 1,60 mol/kg 0,08 kg 3. utilizza la formula dell’abbassamento crioscopico e sostituisci i valori: ∆t = Kcr · m = 1,86 °C · kg/mol · 1,60 mol/kg = 2,98 °C il punto di congelamento si abbassa di circa 3 °C. La temperatura di congelamento sarà (circa) −3,0 °C!

FAI PRATICA

18 In molti radiatori è aggiunta una sostanza anticongelante, il glicole etilenico

(C2H6O2). Calcola la quantità di anticongelante che devi aggiungere a 4000 g d’acqua presenti nel tuo radiatore, sapendo che ∆t = 10,0 °C. [1,33 kg] (Kcr acqua = 1,86 °C · kg/mol).

VIDEO TUTORIAL

237

La pressione osmotica Le membrane che avvolgono le cellule e il cellophane hanno una proprietà in comune: sono membrane semipermeabili. Questo significa che, a contatto con una soluzione, lasciano passare selettivamente solo alcune sostanze come nel fenomeno dell’osmosi. In particolare, consentono alle molecole di piccole dimensioni (come quelle dell’acqua) di attraversarle, mentre bloccano le molecole grandi o i grossi ioni di alcuni soluti. L’osmosi è il processo in cui il solvente si trasferisce da una soluzione meno concentrata a una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile.

ENGLISH

osmosi osmosis

La soluzione meno concentrata contiene un numero superiore di molecole del solvente rispetto a quella più concentrata. Quando le due soluzioni sono in contatto mediante una membrana semipermeabile si verifica un movimento netto di molecole di solvente dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata. Il flusso del solvente causato dall’osmosi dura fino a quando le due soluzioni raggiungono la medesima concentrazione (Figura 13).

soluzione meno concentrata soluzione più concentrata

particelle di soluto

membrana semipermeabile

la pressione osmotica della soluzione corrisponde alla pressione di questa colonna di liquido

all’equilibrio

← Figura 13

Questo flusso può essere bloccato, o addirittura invertito, applicando una pressione sulla soluzione a concentrazione maggiore. La pressione applicata si chiama pressione osmotica (π) (Figura 14).

← Figura 14 La pressione osmotica (π) è la pressione che occorre applicare a una soluzione per impedire il fenomeno dell’osmosi. La salatura della carne e del pesce è una tecnica di conservazione alimentare che sfrutta l’osmosi; a contatto con una soluzione salina molto concentrata, l’acqua lascia le cellule (che si disidratano) e si sposta nella soluzione esterna. Quest’ultima, satura di sale, funge da velo protettivo (poiché i batteri che entrano in contatto con essa si disidratano). Anche il rigonfiamento dei legumi o della frutta secca quando sono immersi in acqua è un processo osmotico (Figura 15): le molecole d’acqua passano dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata attraverso la buccia che funge da membrana semipermeabile.

→ Figura 15

238

ENGLISH

pressione osmotica osmotic pressure

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

Nel caso di soluzioni ideali (cioè molto diluite), prive di elettroliti, il valore della pressione osmotica (indicata con la lettera greca π) può essere calcolato tramite una relazione molto simile all’equazione dei gas ideali: costante universale dei gas (0,0821 L · atm/mol · K)

π·V=n·R·T moli di soluto

Questa equazione fu determinata sperimentalmente dal chimico olandese Jacobus Henricus van’t Hoff (1852-1911, Figura 16). Il volume V della soluzione deve essere espresso in litri e la temperatura T in kelvin; la pressione osmotica è espressa in atmosfere. La pressione osmotica è una proprietà colligativa poiché dipende dalla concentrazione delle particelle di soluto e non dalla loro natura chimica. Se si mettono a contatto due soluzioni tramite una membrana semipermeabile, si potrà verificare un flusso di solvente a seconda del valore della pressione osmotica di ciascuna soluzione: • se le soluzioni sono isotoniche, cioè hanno la stessa pressione osmotica, non si verificherà osmosi; • se le soluzioni hanno pressione osmotica diversa, il solvente si muoverà dalla soluzione ipotonica, a pressione osmotica minore (perché ha la minore concentrazione di soluto), verso la soluzione ipertonica, a pressione osmotica maggiore. L’osmosi svolge un ruolo chiave negli organismi; se si pone una cellula in acqua salata (per esempio, in acqua di mare), la cellula perde acqua per osmosi e si disidrata; al contrario, se si pone una cellula in una soluzione ipotonica, la cellula si gonfia fino a “scoppiare” (lisi) (Figura 17). soluzione ipertonica

↑ Figura 16

soluzione ipotonica

← Figura 17 I valori della pressione osmotica possono essere misurati accuratamente; per questo la pressione osmotica è usata per determinare la massa molare delle molecole di grandi dimensioni.

PROBLEMA SVOLTO

19 Calcolare la pressione osmotica di una soluzione Calcola la pressione osmotica a 20 °C di una soluzione, avente un volume di 100 mL, in cui sono stati disciolti 1,5 g di saccarosio (C12H22O11). RISOLVI

Dati

Incognite

V = 100 mL = 0,100 L T (K) = 20 + 273 = 293 K

π=?

msoluto = 1,5 g

239

per calcolare la pressione osmotica (π) devi partire dalla relazione: π·V=n·R·T da cui ricavi: n·R·T π = ____ V il rapporto n/V è la concentrazione molare (M) della soluzione, quindi puoi scrivere la precedente equazione nella forma seguente, utile per i calcoli: n·R·T n π = ____ = __ · R · T = M · R · T V V

Calcola 1. Anzitutto, devi calcolare le moli di soluto: 1,5 g msoluto ___________ = = 0,0044 mol = 4,4 · 10−3 mol nsoluto = _____ MM 342,2 g/mol 2. ora puoi calcolare la molarità della soluzione: 4,4 · 10−3 mol M = ____________ = 4,4 · 10−2 mol/L 0,100 L 3. Calcola la pressione osmotica di una soluzione 4,4 · 10−2 M di saccarosio: L · atm π = M · R · T = 4,4 · 10−2 mol/L · 0,0821 ______ · 293 K = 1,1 atm mol · K La pressione osmotica della soluzione è 1,1 atm.

FAI PRATICA

20 Calcola la pressione osmotica delle seguenti soluzioni:

a. 8,0 g di glucosio (C6H12O6) in 500 mL di soluzione a 30 °C; b. 40 g di fruttosio (C6H12O6) sciolti in 1800 mL di acqua a 45 °C. [a. 2,2 atm; b. 3,2 atm]

I coefficienti di van’t Hoff Finora abbiamo studiato il comportamento delle proprietà colligative nel caso di soluti non volatili e molecolari (come il saccarosio), che non si dissociano in ioni. Di conseguenza, in soluzione una mole di soluto dà origine a una mole di molecole solvatate: 1 mol soluto → 1 mol soluto (aq) Quando invece il soluto è un elettrolita, la dissociazione (o la ionizzazione) dà origine a ioni che fanno aumentare il numero delle particelle in soluzione. Una mole di NaCl, per esempio, si dissocia in una mole di ioni Na+ (aq) e una mole di ioni Cl− (aq); pertanto, nel calcolo delle proprietà colligative, la concentrazione di NaCl deve essere moltiplicata per 2, per tenere conto del numero effettivo di particelle presenti in soluzione. In generale: • nel caso degli elettroliti forti (come NaCl), per il calcolo delle proprietà colligative occorre introdurre un coefficiente i (coefficiente di van’t Hoff) che indica le moli totali di ioni in soluzione: ∆teb = i · Keb · m coefficiente di van’t Hoff

240

∆tcr = i · Kcr · m

π·V=i·n·R·T

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

• nel caso degli elettroliti deboli, il soluto si dissocia solo parzialmente in soluzione; pertanto il coefficiente di van’t Hoff si calcola in modo da tenere conto del grado di dissociazione (α) dell’elettrolita:

i = 1 + α · (ν − 1) dove ν è il numero di ioni che si formano per dissociazione di una unità formula o ionizzazione di una molecola. Le formule che abbiamo visto per gli elettroliti forti diventano: ∆teb = [1 + α · (ν − 1)] ∙ Keb · m ∆tcr = [1 + α · (ν − 1)] · Kcr · m π · V = [1 + α · (ν − 1)] · n · R · T

PROBLEMA SVOLTO

21 Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione di un elettrolita forte Si aggiungono 10 g di cloruro di sodio (NaCl) in 600 g di acqua. Calcola il punto di ebollizione della soluzione sapendo che Keb = 0,512 °C · kg/mol. RISOLVI

Dati

Incognite

mnaCl = 10 g macqua = 0,600 kg

teb = ?

Keb = 0,512 °C · kg/mol naCl è un elettrolita forte, completamente dissociato in soluzione: naCl → na+ + Cl− pertanto il coefficiente di van’t Hoff è i = 2.

Calcola 1. Calcola le moli di naCl in soluzione: 10 g m nnaCl = _____ = ___________ = 0,17 mol MM 58,44 g/mol 2. Calcola la molalità della soluzione ottenuta:

PREPARATI ALLA VERIFICA

0,17 mol m = ________ = 0,28 mol/kg 0,600 kg 3. Calcola l’innalzamento ebullioscopico: ∆teb = i · Keb · m = 2 · (0,512 °C · kg/mol) · 0,28 mol/kg = 0,29 °C 4. Calcola la temperatura a cui bolle la soluzione: teb = 100,0 °C + ∆teb = 100,0 °C + 0,29 °C = 100,29 °C (100,3 °C) L’aumento della temperatura di ebollizione è molto lieve.

FAI PRATICA

22 Calcola la temperatura di ebollizione delle seguenti soluzioni acquose: a. 160,0 g di KCl in 2000 g di acqua; b. 300,0 g di KNO3 in 4300 g di acqua.

[a. 101,1 °C; b. 100,7 °C]

9 La presenza di un soluto aumenta o diminuisce la tensione di vapore? Motiva la risposta. 10 Le proprietà colligative dipendono dalla natura del soluto? 11 per quale ragione si ha un innalzamento della temperatura di ebollizione quando si aggiunge un soluto a un solvente? 12 definisci l’osmosi e la pressione osmotica.

241

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

Le caratteristiche delle soluzioni

Le SOLUZIONI possono essere caratterizzate da due tipi di sostanze: • gli ELETTROLITI, sostanze fuse o sciolte in un solvente (spesso acqua) in grado di condurre corrente elettrica; • i NON ELETTROLITI, sostanze non in grado di condurre corrente elettrica. i composti ionici (elettroliti), che liberano ioni positivi e negativi dal reticolo cristallino, subiscono la dissociazione ionica, mentre i composti molecolari polari (elettroliti) ionizzano. infine, i non elettroliti subiscono una solubilizzazione. il GRADO DI DISSOCIAZIONE (α) è il rapporto tra le moli di soluto che sono dissociate (o ionizzate) e le moli totali di soluto in soluzione, e permette di identificare la forza di un elettrolita.

2

La concentrazione delle soluzioni

PPM: 1 ppm equivale a 1 mg (1 · 10−3 g) di soluto in 1 kg di soluzione o a 1 g di soluto

in 1 000 000 g di soluzione; MOLARITÀ: la concentrazione molare (M) di una soluzione

n indica le moli di soluto (n) per litro di soluzione (V): M = __ ; V MOLALITÀ: la concentrazione molale (m) indica le moli di soluto (n) per kilogrammo di solvente (m): nsoluto ; m = __ msolvente FRAZIONE MOLARE: la frazione molare (χ) di ogni componente di una soluzione è il rapporto tra le moli di tale componente e le moli totali di tutti i componenti. Quando si aggiunge del solvente a una soluzione si effettua una diluizione: la quantità di soluto rimane la stessa, ma è dispersa in un volume più grande. NORMALITÀ (N): è la denominazione antiquata con cui si indicava la concentrazione normale di un soluto: tale denominazione è stata abolita dal sistema internazionale e non è più riconosciuta dalla iupAC. La normalità (n) o concentrazione normale di una soluzione è il numero di equivalenti di soluto (neq) contenuti in un litro di soluzione.

3

242

Le proprietà colligative

Le PROPRIETÀ COLLIGATIVE delle soluzioni dipendono dal numero di particelle di soluto presente in una determinata quantità di solvente, non dal tipo di soluto. • ABBASSAMENTO DELLA PRESSIONE DI VAPORE: l’aggiunta di un soluto riduce la probabilità che le particelle lascino la superficie del liquido passando nella fase vapore. La pressione di vapore del solvente, nella soluzione, è minore della pressione di vapore del solvente quando è puro. • INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO: l’aggiunta di soluto abbassa la pressione di vapore del solvente, che perciò deve essere riscaldato a una temperatura maggiore per avere una tensione di vapore uguale alla pressione atmosferica. • ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO: l’aggiunta di soluto rende più difficile alle molecole assumere la disposizione altamente ordinata del solido, perciò, affinché la soluzione solidifichi, è necessario portarla a temperature inferiori a quella del congelamento del solvente. • PRESSIONE OSMOTICA: se si mettono a contatto due soluzioni a diversa concentrazione tramite una membrana semipermeabile, si osserva un flusso di solvente. se le soluzioni hanno pressione osmotica diversa, il solvente si muove dalla soluzione ipotonica verso la soluzione ipertonica.

8 Le proprietà deLLe soLuzioni IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

SOLUZIONI formate da

di cui si definisce una

caratterizzate da

SOLUTO

CONCENTRAZIONE

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

più

espressa come

che dipendono solo dal

SOLVENTE

PPM

NUMERO DI PARTICELLE DEL SOLUTO

MOLARITÀ che può subire

che sono MOLALITÀ

DISSOCIAZIONE IONICA

FRAZIONE MOLARE

IONIZZAZIONE

NORMALITÀ

SOLUBILIZZAZIONE

ABBASSAMENTO DELLA PRESSIONE DI VAPORE INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO PRESSIONE OSMOTICA

che si realizza tra SOLUZIONI IPOTONICHE e SOLUZIONI IPERTONICHE

243

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 Le caratteristiche delle soluzioni 1 definisci i seguenti termini: A B C D

elettrolita: .................................................................................................... non elettrolita: .......................................................................................... solvatazione: .............................................................................................. idratazione: .................................................................................................

2 Completa e bilancia le reazioni in acqua e scrivi se le sostanze di partenza si dissociano o ionizzano. A HBr + H2o → .......................................... .......................................... B KCl + H2o → .......................................... .......................................... C Hno3 + H2o → .......................................... ..........................................

3 in laboratorio si mescolano 15 g di zucchero in 150 g d’acqua: A lo zucchero e l’acqua sono entrambi soluti perché sono sostanze polari. B lo zucchero e l’acqua sono entrambi solventi perché sono sostanze polari. C lo zucchero è il solvente perché scioglie bene l’acqua. D l’acqua è il solvente perché è in quantità maggiore rispetto allo zucchero.

4 Quale sostanza non si dissocia in acqua? A B C D

il fluoruro di sodio. il glucosio. L’idrossido di litio. il cloruro di magnesio.

5 indica l’affermazione errAtA. A Quando un composto molecolare si scioglie in acqua, il solvente spezza le interazioni tra le molecole del soluto, che, di conseguenza, si disperdono tra le molecole del solvente. Questo processo è detto solubilizzazione. B Quando un composto molecolare si scioglie in acqua, il solvente spezza le interazioni tra le molecole del soluto, che, di conseguenza, si disperdono tra le molecole del solvente. Questo processo è detto ionizzazione.

6 indica l’affermazione errAtA. A Quando naCl si scioglie nell’acqua, gli ioni si staccano dal cristallo e sono circondati dalle molecole del solvente. il processo di dissociazione, in realtà, è un processo irreversibile; gli ioni nella soluzione non possono entrare in contatto con il solido e tornare a costituire il cristallo. B Quando naCl si scioglie nell’acqua, gli ioni si staccano dal cristallo e sono circondati dalle molecole del solvente. il processo di dissociazione, in realtà, è un processo reversibile; gli ioni nella soluzione possono entrare in contatto con il solido e tornare a costituire il cristallo.

7 Completa le seguenti frasi. A il grado di dissociazione è il ......................... tra le moli di soluto che sono ........................... e le moli totali di soluto in soluzione. B il grado di dissociazione può assumere valori compresi tra ................ e ................ . C se α = 1 l’elettrolita è ........................... .

244

8 individua l’elettrolita più forte. A α = 0,88 B α = 0,63

C α = 0,99 D α = 0,10

9 3,25 · 1024 molecole di un generico composto A sono

dissociate per il 35,6%. Calcola le moli di composto non dissociate. [3,49 mol]

10 121,29 g di un elettrolita debole (MM = 84,54 g/mol) sono

disciolti in un litro di soluzione. il grado di dissociazione è 0,134. Calcola: A le moli e le molecole di elettrolita dissociato; B la massa di elettrolita dissociato; C il numero di molecole non dissociate. [A. 0,192 moli; 1,16 · 1023 molecole; B. 16,2 g; C. 7,485 · 1023 molecole]

2 La concentrazione delle soluzioni 11 La molarità è data dal: A rapporto tra il numero di moli di soluto (n) e il volume della soluzione espresso in litri. B prodotto tra il numero di moli di soluto (n) e il volume della soluzione espresso in litri. C rapporto tra il volume della soluzione espresso in litri e il numero di moli di soluto (n). D prodotto tra il volume della soluzione espresso in millilitri e il numero di moli di soluto (n).

12 La formula della molarità è: A B C D

M=n·V M = nsoluto/Vsoluzione M = nsoluzione/Vsoluto M = Vsoluzione/nsoluto

13 La formula per diluire una soluzione è: A Mi · Vf = Mf · Vi M Mf B __i = __ Vi Vf M V C __i = __i Mf Vf D Mi · Vi = Mf · Vf

14 La normalità (n) o concentrazione normale di una soluzione

è il numero di: A equivalenti di solvente (neq) contenuti in un litro di soluzione. B equivalenti (neq) contenuti in un litro di soluzione. C moli di soluto (neq) contenuti in un litro di soluzione. D equivalenti di soluto (neq) contenuti in un litro di soluzione.

15 Calcola la concentrazione in ppm

di un inquinante presente in tracce in un suolo, sapendo che 50,0 kg di terreno contengono 20,0 mg di inquinante. [0,400 ppm]

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

16 tutti i prodotti commercializzati

28 Calcola il volume di acqua che devi aggiungere a 550 mL di

nell’unione europea con la dicitura senza glutine-gluten free devono garantire il limite massimo di 20 ppm e possono essere consumati con tranquillità dai celiaci. Quanto glutine sarà contenuto al massimo in 750 g di un prodotto definito senza glutine?

soluzione 4,54 M di idrossido di calcio (Ca(oH)2) per ottenere una soluzione 3,30 M. [0,207 L]

29 40,0 g di idrossido di sodio (naoH) sono sciolti in 10 400 g di [15 mg]

17 Calcola le moli di acido solforico (H2so4) presenti in 700,0 mL di una soluzione acquosa 1,75 M.

[1,23 mol]

18 Calcola i grammi di idrossido di potassio (KoH) presenti in 120,0 cm3 di soluzione 0,350 M.

[2,36 g]

19 Calcola la molarità (M) delle seguenti soluzioni: A B C D

M = ................ 45,0 g di Mgso4 in 250 cm3 d’acqua 10,0 g di naCl in 0,100 dm3 d’acqua M = ................ 2,42 g di Fe(no3)3 in 500 cm3 M = ................ 0,210 g di naHCo3 in 25 cm3 M = ................ [A. 1,50 mol/L; B. 1,71 mol/L; C. 0,0200 mol/L; D. 0,100 mol/L]

acqua. Calcola la molalità della soluzione ottenuta. [0,0962 mol/kg]

30 500,0 mL di una soluzione

acquosa contengono 25,0 g di idrossido di sodio (naoH). Calcola la molarità della soluzione. [1,25 mol/L]

31 una soluzione di cloruro di potassio (KCl) 0,56 m contiene

32,0 g di sale. Calcola la massa d’acqua presente nella soluzione. [0,766 kg]

32 489,50 g di una soluzione (d = 1,22 g/mL) contengono

35,21 g di acido nitrico. Calcola la molalità e la molarità della soluzione. [m = 1,230 mol/kg; M = 1,39 mol/L]

20 Calcola la massa di carbonato di sodio (na2Co3) che devi

33 una soluzione è formata da 6,0 g di urea (CH4n2o) e 100,0 g

21 Calcola il volume di acido acetico (CH3CooH) che devi

34 un miscuglio è formato da 4,65 mol totali, di cui: 1,34 mol di

22 indica quale soluzione di idrossido di calcio è più concentrata.

35 Calcola la frazione molare di acido

utilizzare per ottenere 30,0 mL di una soluzione 2,35 M. [7,47 g]

trasferire in una beuta affinché ci siano 0,0760 mol. La soluzione di partenza ha concentrazione molare pari a 0,380 M. [0,200 L]

A m(Ca(oH)2) = 120,0 mg in 100,0 mL B n(Ca(oH)2) = 0,076 mol in 300,0 cm3 C Np(Ca(oH)2) = 3,22 · 1023 molecole (unità formula) in 2,27 L

23 Calcola la molarità di una soluzione di naoH ottenuta

aggiungendo 400 mL d’acqua a una soluzione iniziale la cui concentrazione è 3,00 M e il cui volume è 0,500 L. [1,67 mol/L]

24 una soluzione 0,50 M di cloruro di sodio (naCl), in un volume

di 700,0 mL, è diluita fino a raggiungere una molarità finale M = 0,20 mol/L. Calcola il volume finale e quello aggiunto alla soluzione. [Vfinale = 1,75 L; Vaggiunto = 1,05 L]

25 Quanti mL di acqua devi aggiungere a 150,0 mL di acido

cloridrico (HCl) 0,850 M per ottenere una soluzione 0,300 M? [275 mL]

26 si sciolgono 10,30 g di acido cloridrico (HCl) in una quantità

di acqua tale da ottenere 200,5 mL di soluzione. Calcola la molarità della soluzione. [1,409 mol/L]

di acqua. Calcola la frazione molare dei due composti in soluzione. [χurea = 0,0177; χacqua = 0,9823]

acqua, 2,33 mol di etanolo e il resto di metanolo. Calcola la frazione molare di ciascun componente. [χacqua = 0,288; χetanolo = 0,501; χmetanolo = 0,211]

acetico (CH3CooH) in una soluzione ottenuta sciogliendo 10,0 g di acido in 150,0 g di acqua. [0,0197]

36 Calcola la massa in grammi di idrossido di sodio (naoH) che devi pesare per preparare 0,500 L di una soluzione 0,100 n. La reazione è: naoH → na+ + oH−

[2,00 g]

37 Calcola la normalità (n) di una soluzione formata da 60,0 g di

idrossido di calcio, Ca(oH)2, in 2600,0 mL d’acqua. La reazione dell’idrossido in acqua è: Ca(oH)2 → Ca2+ + 2oH−

[0,623 n]

38 Calcola i grammi di solfato di sodio (na2so4) che devi

utilizzare per preparare 300,0 mL di soluzione acquosa 0,500 n. La reazione del sale in acqua è: na2so4 → 2na2+ + so42−

[10,65 g]

39 in laboratorio devi preparare una soluzione acqua-etanolo

Acido cloridrico HCl

partendo da 10,00 mL di etanolo (CH3CH2oH), la cui densità è 0,789 g/mL. La soluzione finale ha un volume di 100,00 mL e una densità di 0,982 g/mL. Calcola le concentrazioni: % V/V, % m/V, % m/m, molarità, molalità e frazione molare. [% V/V = 10,00%; % m/V = 7,89%; % m/m = 8,03%; M = 1,71 mol/L; m = 1,89 mol/kg; χ = 0,0330]

40 Calcola il volume di acqua (H2o) da aggiungere a 100,0 g di 27 Calcola il volume di acqua che devi aggiungere a 700,0 mL

di soluzione 3,65 M di acido cloridrico (HCl) per ottenere una soluzione 1,55 M. [0,95 L]

soluzione acquosa al 35,0% m/m di idrossido di potassio (KoH) per ottenere una concentrazione di 0,8 M. La densità della soluzione è 1,29 g/mL a 20 °C. [0,70 L]

245

41 in laboratorio devi mescolare due soluzioni di acido solforico

(H2so4). • soluzione A: 150,0 mL di H2so4 al 30,0% m/m (dsoluzione A = 1,20 g/mL); • soluzione B: 150,0 mL di H2so4 al 66,0% m/m (dsoluzione B = 1,60 g/mL). Calcola la molarità e la molalità della soluzione finale e determina la frazione molare dell’acido solforico, sapendo che la densità della miscela finale è 1,40 g/mL. [M = 7,20 mol/L; m = 10,4 mol/kg; χ(H2so4) = 0,158]

50 Calcola l’abbassamento (∆p) e la tensione di vapore finale

in una soluzione preparata sciogliendo 28,00 g di glucosio (C6H12o6) in 240,0 g di acqua (p° = 17,54 mmHg a 20 °C). [∆p = 0,2024 mmHg; p(H2o) = 17,34 mmHg]

51 Calcola la temperatura di solidificazione di una soluzione

1,60 m di saccarosio (C12H22o11), sapendo che la costante crioscopica dell’acqua vale 1,86 °C · kg/mol. [−3,0 °C]

42 Calcola molalità (m), molarità (M) e frazione molare (χ)

di una soluzione ottenuta sciogliendo 15,03 g di cloruro di sodio (d(naCl) = 2,16 g/mL) in 200,0 g di acqua (d(H2o) = 0,9982 g/mL a 20 °C). [m = 1,29 m; M = 1,240 M; χ(naCl) = 0,023]

43 Calcola la molarità (M) e la normalità (n) di una soluzione

acquosa di ammoniaca (nH3) al 30,0% m/m, sapendo che la densità della soluzione è 0,860 g/cm3 a 20,0 °C. La reazione dell’ammoniaca in acqua è: nH3 + H2o → nH4+ + oH− [M = 15,2 mol/L; n = 15,2 eq/L]

44 Calcola la massa di acido solforico (H2so4) e la massa di

acqua (H2o) che devi usare per preparare 7,50 L di soluzione al 25,0% m/m, sapendo che la densità della soluzione è 1,20 g/cm3 a 20 °C. [m(H2so4) = 2,25 · 103 g; m(H2o) = 6,75 · 103 g]

45 indica l’affermazione errAtA. A L’aggiunta di un soluto non volatile a un liquido determina l’abbassamento della pressione di vapore del liquido. B L’aggiunta di un soluto non volatile a un liquido determina l’innalzamento della pressione di vapore del liquido.

46 indica l’affermazione errAtA. A L’osmosi è il processo in cui il soluto si trasferisce da una soluzione meno concentrata a una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile. B L’osmosi è il processo in cui il solvente si trasferisce da una soluzione meno concentrata a una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile.

47 La formula della legge di raoult è: C p°solvente = psolvente · χsolvente D χsolvente = p°solvente · psolvente

48 sapendo che l’acqua pura ha una tensione di vapore di

23,5 torr, calcola: A la variazione di tensione di vapore a 25 °C quando sono aggiunti 12,0 g di urea (CH4n2o) in 100,0 g di acqua; B la tensione di vapore della soluzione. [A. 0,820 torr; B. 22,7 torr]

49 Calcola l’innalzamento ebullioscopico e l’abbassamento

crioscopico nei due casi: A soluzione formata da 5,00 g di C6H12o6, in 95,0 g di acqua; B soluzione formata da 5,00 g di Ki (elettrolita forte), in 95,0 g di acqua. La costante ebullioscopica dell’acqua è Keb = 0,512 °C · kg/mol, mentre la costante crioscopica è −1,86 °C · kg/mol. [A. ∆Teb = 0,150 °C; ∆Tcr = −0,544 °C; B. ∆Teb = 0,325 °C; ∆Tcr = −1,18 °C]

246

(C2H6o2) al 22,0% in massa. determina la temperatura di ebollizione della soluzione a 1,0 atm, sapendo che la costante ebullioscopica dell’acqua è 0,512 °C kg/mol. [102,3 °C]

53 L’acqua dei mari ha una concentrazione di cloruro di sodio

(naCl) di circa 0,50 m. Calcola la temperatura di ebollizione e quella di congelamento della soluzione salina. ricorda che il cloruro di sodio è un elettrolita forte e che le costanti ebullioscopica e crioscopica dell’acqua sono rispettivamente Keb = 0,512 °C ∙ kg/mol; Kcr = 1,86 °C · kg/mol. [teb = 100,51°C; tcr = −1,9 °C]

54 per impedire il congelamento di 3500 kg d’acqua contenuti

3 Le proprietà colligative

A psolvente = p°solvente / χsolvente B psolvente = p°solvente · χsolvente

52 in laboratorio hai una soluzione acquosa di glicole etilenico

in un serbatoio industriale, puoi decidere di sciogliere 350,0 kg di cloruro di bario (BaCl2), di solfato di rame (Cuso4) oppure di cloruro di potassio (KCl). A Quale dei tre sali conviene Cuso4 utilizzare? B Qual è la temperatura di congelamento eventualmente raggiunta dalle tre soluzioni? [A. KCl; B. tcr(BaCl2) = −2,68°C; tcr(Cuso4) = −2,33 °C; tcr(KCl) = −4,98 °C]

55 5000 mg di un sale completamente dissociato sono sciolti in

150,0 g di acqua. La soluzione bolle a 100,30 °C. Calcola i coefficienti di van’t Hoff, sapendo che la massa molare del sale incognito è 272,0 g/mol e che la costante ebullioscopica dell’acqua vale 0,512 °C · kg/mol. [5]

56 Calcola la temperatura di congelamento di 300,0 mL di

soluzione acquosa di acido acetico (dsoluzione = 1,02 g/mL), la cui concentrazione è 2,20 M. La costante crioscopica dell’acqua è 1,86 °C · kg/mol. L’acido acetico è un elettrolita debole (α = 0,0870) che in acqua instaura una reazione del [−5,01 °C] tipo: CH3CooH + H2o → CH3Coo− + H3o+

57 137,25 g di un composto, che si comporta come un non

elettrolita, sono disciolti in 1440,0 g di acqua. La soluzione congela a −2,56 °C. Calcola la massa molare del composto incognito sapendo che Kcr (H2o) = 1,86 °C · kg/mol. [69,3 g/mol]

58 determina la massa di cloruro ferrico (FeCl3) necessaria

per determinare un abbassamento crioscopico di 5,5 °C. Considera di sciogliere il cloruro ferrico in 700,0 g d’acqua, la cui costante crioscopica vale 1,86 °C ∙ kg/mol. [84 g]

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

59 Alla temperatura di 25,0 °C, 5000 mL di soluzione

contengono 15,53 g di cloruro di sodio (un elettrolita forte). Qual è la pressione osmotica della soluzione? [2,60 atm]

60 Calcola la pressione osmotica che devi applicare per

desalinizzare, per osmosi inversa, una soluzione costituita da 4,00 g di naCl e 4,00 g di Ca(no3)2 in 4,00 L di acqua alla temperatura di 25,0 °C. La pressione osmotica totale è data dalla somma delle due pressioni osmotiche. [1,285 atm]

61 Calcola la massa di cloruro di calcio (CaCl2, elettrolita forte)

che devi aggiungere a una sacca di soluzione fisiologica da 500,0 mL se, a 25,0 °C, la pressione osmotica del sangue è 7,50 atm. [5,67 g]

62 L’idrossido di cobalto (ii) a 30 °C è dissociato per circa l’11,0%. Calcola la molarità della soluzione quando la pressione osmotica è 5,42 atm. Co(oH)2 → Co2+ + 2oH−

[0,178 mol/L]

64 Calcola la pressione osmotica di una soluzione 0,50 M

di acido cloroacetico (CH2ClCooH) a 298,2 K. L’acido cloroacetico è un elettrolita debole il cui grado di dissociazione vale 0,051. CH2ClCooH + H2o → CH2ClCoo− + H3o+ [12,9 atm]

65 Calcola la tensione di vapore di una soluzione acquosa di

nitrato di sodio (nano3, elettrolita forte), sapendo che la concentrazione della soluzione è 7,00% m/m e la tensione di vapore dell’acqua a 20,0 °C vale 17,54 mmHg. La reazione del sale è: nano3 (s) → na+ (aq) + no3− (aq)

[16,99 mmHg]

66 Calcola la pressione osmotica di una soluzione formata da

2,00 g di canfora (C10H16o) in 125,0 g di benzolo, a 15 °C. La densità della soluzione è dsoluzione = 0,885 g/mL. ricorda che R = 0,0821 L · atm/mol · K. [2,20 atm]

63 Calcola la concentrazione molare di una soluzione di glucosio

(C6H12o6) isotonica con una soluzione 0,200 M di naCl a 30,0 °C. [0,400 mol/L]

COMPETENZE 67 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO L’acido ascorbico,

o vitamina C, è aggiunto agli alimenti come conservante e aromatizzante. 15,06 g di vitamina C sono disciolti in 600,0 mL di acqua, alla temperatura di 293,2 K e alla pressione osmotica di 3,431 atm. sapendo che la formula minima dell’acido ascorbico è C3H4o3, determina: a. la formula molecolare del composto; b. la percentuale di ciascun elemento nel composto. rappresenta attraverso un areogramma (diagramma a torta) i risultati ottenuti; c. la configurazione elettronica del carbonio, dell’idrogeno e dell’ossigeno. ipotizza, inoltre, la natura dei legami nel composto; d. il volume (cm3) di acido ascorbico, sapendo che la densità è 1650 g/dm3 a 25,0 °C; e. le concentrazioni molare e molale e la frazione molare della soluzione di partenza. ricorda che la densità dell’acqua è 0,9970 g/mL a 25,0 °C; f. la quantità giornaliera di acido ascorbico consigliata ai fumatori, che devono raddoppiare la dose rispetto ai non fumatori. Completa la tabella e compara la dose giornaliera di un fumatore con quella di un non fumatore attraverso un istogramma. IN DIGITALE

Adulti

Prova con Excel

Dose giornaliera (numero di molecole di acido ascorbico)

donne

2,05 · 1020

uomini

2,57 · 1020

Dose giornaliera fumatori (mg)

[a. C6H8o6; b. (C)% = 40,92%; (H)% = 4,579%; (o)% = 54,51%; d. 9,127 cm3; e. M = 0,1404 mol/L; m = 0,1430 mol/kg; χ = 0,002569; f. dose: 120,0 mg; uomini: 150,0 mg]

68 CALCOLA L’ematocrito (Ht o HCt) è un esame che indica la percentuale di volume di globuli rossi o eritrociti rispetto al volume totale di sangue. Valori attorno al 48% individuano soggetti sani, mentre percentuali inferiori e superiori definiscono situazioni anomale, come anemie e policitemie (crescita eccessiva di globuli rossi). a. osserva l’immagine, calcola la percentuale di ematocrito nelle provette A, B, C e individua il soggetto sano, il soggetto con anemia e quello con policitemia. Provetta di Wintrobe

plasma

sangue globuli rossi

A

10

10

10

9 8 7 6 5 4 3 2

9 8 7 6 5 4 3 2

9 8 7 6 5 4 3 2

1 0

1 0

1 0

B

C

b. i liquidi che un infermiere inietta in vena devono essere isotonici con il sangue. Calcola i grammi di cloruro di sodio che devi aggiungere a una sacca di soluzione fisiologica da 2,00 L se, a 25,0 °C, la pressione osmotica del sangue è 7,00 atm. c. La percentuale in massa di na nel cloruro di sodio è 39,34%. Calcola l’energia necessaria per ionizzare l’elemento metallico (na) presente nella quantità di sale che hai calcolato nel punto b (Ei = 496,5 kJ/mol). [a. A = 70% policitemia; B = 30% anemico; C = 48% sano; b. 16,7 g; c. 142 kJ]

247

69 LEGGI E ARGOMENTA Leggi il testo e rispondi alle domande. Uno dei metodi più semplici per produrre cristalli in acqua si basa sulla differente solubilità delle sostanze alle diverse temperature. Aggiungendo 400 g di sale da cucina in 1 L d’acqua, osserverai una fase liquida e una solida, il sale indisciolto sul fondo. Per ottenere i cristalli, è sufficiente prelevare parte della fase liquida, portarla a circa 70 °C per qualche minuto, versarla in un contenitore di plastica aperto (quelli per conservare il cibo) e lasciarla raffreddare con tranquillità. In breve tempo, compariranno dei piccoli cristalli sulla superficie, a seguito dell’evaporazione dell’acqua e del raffreddamento della soluzione. a. Qual è la differenza tra un solido cristallino e uno amorfo? sapresti definire i seguenti termini: reticolo cristallino, nodi, filari, piano reticolare, cella elementare? b. Che cosa si intende per solubilità di una sostanza e qual è l’unità di misura più diffusa? c. Analizza i dati in tabella e rappresenta su un grafico la curva di solubilità del sale in acqua. Massa sale (g)

Temperatura (°C)

35,34

0

35,50

10

35,67

20

35,88

30

36,13

40

36,45

50

36,83

60

37,31

70

37,93

80

38,80

90

40,04

100

d. Quando si aggiungono 400 g di sale a un litro d’acqua, la soluzione che si forma è o non è satura? Motiva la risposta. e. in generale, la soluzione descritta nel testo si collocherebbe: al di sopra, al di sotto o lungo la curva di solubilità? f. La solubilità del sale da cucina aumenta o diminuisce con la temperatura? g. Come si chiama il processo di disgregazione del reticolo cristallino di cloruro di sodio in acqua?

71 CALCOLA E IPOTIZZA una soluzione è preparata

miscelando 10,00 mL di etanolo (CH3CH2oH, d = 0,789 g/mL) in acqua. il volume finale della soluzione è 100,00 mL (dsoluzione = 0,982 g/mL). a. Calcola la concentrazione della soluzione in % V/V, % m/m, % m/V, molarità, molalità. b. Qual è la differenza tra concentrazione e densità, visto che entrambe sono calcolate come rapporto tra una massa e un volume? c. osserva l’immagine della molecola di etanolo e ipotizza, senza alcun calcolo, la natura dei legami presenti.

H

H

H

C

C

H

H

OH

d. La molecola di etanolo può formare dei legami a idrogeno con l’acqua? Motiva la risposta. [a. % V/V = 10,00%; % m/m = 8,03; % m/V = 7,89%; M = 1,71 mol/L; m = 1,89 mol/kg]

72 CALCOLA E ARGOMENTA Gas incolore, di odore

penetrante, irritante, tossico, di formula nH3, l’ammoniaca è un composto spesso usato come detergente. in laboratorio può avere una concentrazione molare di 14,8 mol/L (d = 0,8980 g/mL). a. Qual è la corrispondente concentrazione in frazione molare? b. sapresti classificare questo composto (nH3)? c. Considera l’elettronegatività dei due elementi: EH = 2,20; En = 3,04. Che tipo di legame si forma tra l’azoto e l’idrogeno? d. Qual è la geometria molecolare dell’ammoniaca? [a. 0,292]

73 CALCOLA E ARGOMENTA in una bottiglia di vino di 750 mL (dvino = 0,982 g/mL) sono presenti 93,0 mL di etanolo (MM = 46,07 g/mol, detanolo = 0,792 g/mL). a. Calcola molarità, molalità e frazione molare di soluto. per semplicità, considera il vino costituito solo da acqua e etanolo. b. osserva l’immagine e scrivi la formula molecolare del composto sapendo che il rosso è l’ossigeno, il grigio è il carbonio e il bianco è l’idrogeno.

70 CALCOLA il mare della laguna veneta ha una concentrazione

media di sali di 2,50% m/m. ipotizza che il sale disciolto sia solo cloruro di sodio e calcola: a. la concentrazione molale della soluzione; b. la frazione molare di sale e acqua; c. la tensione di vapore della soluzione, sapendo che quella dell’acqua è p°acqua = 17,54 torr, a 20 °C; d. la temperatura che deve raggiungere l’acqua della laguna per rendere necessario l’intervento delle barche rompighiaccio, sapendo che la costante crioscopica dell’acqua è 1,86 °C · kg/mol. [a. 0,439 mol/kg; b. χ(naCl) = 0,00785; χ(H2o) = 0,992; c. ∆p = 0,138 torr; psoluzione = 17,40 torr; d. −1,63°C]

248

C.......H.......o c. Calcola la composizione percentuale di ciascun elemento. [a. M = 2,13 mol/L; m = 2,41 mol/kg; χ = 0,0417; %(C) = 52,14%; %(H) = 13,13%; %(o) = 34,73%]

74 CALCOLA E ARGOMENTA in una soluzione acquosa di

ammoniaca, dsoluzione = 0,890 g/mL, la frazione molare del soluto è χ = 0,16. a. Calcola la molarità e molalità della soluzione. b. rappresenta sul quaderno le formule di Lewis degli elementi appartenenti alle molecole di ammoniaca e acqua e disegna la geometria molecolare delle due strutture. [a. M = 7,98 mol/L; m = 10,58 mol/kg]

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

75 CALCOLA E ARGOMENTA La reazione tra acido cloridrico e idrossido di sodio produce cloruro di sodio e acqua. a scrivi la reazione usando i nomi dei reagenti e dei prodotti e poi scrivila usando le formule dei composti. b. dopo aver scritto la reazione, considera per ciascun reagente e prodotto le quantità indicate e verifica se la legge di Lavoisier è rispettata: • acido cloridrico, n = 0,267 mol; • idrossido di sodio, Np = 1,61 · 1023 particelle; • cloruro di sodio, m = 15,6 g; • acqua, m = 4800 mg. c. Completa la tabella inserendo i dati mancanti. Composto HCl

M (mol/L) 1,6

naoH naCl

m (g)

0,700 32,0

0,10

V (L)

79 CALCOLA E ARGOMENTA Quando

i fiori sono tagliati, se immersi in acqua, resistono alcuni giorni senza appassire. Viceversa, se immersi in una soluzione costituita da 11,3 g di naCl in 600,0 mL di acqua, appassiscono piuttosto velocemente. a. sapresti spiegare il fenomeno? b. sapresti calcolare la pressione osmotica della soluzione a 25,0 °C? c. Calcola l’innalzamento ebullioscopico della precedente soluzione, sapendo che Keb = 0,512 °C · kg/mol e dacqua = 0,997 g/cm3 a 25 °C? [b. 15,8 atm; c. 0,331 °C]

80 ARGOMENTA E CALCOLA osserva attentamente l’immagine e rispondi alle domande.

1,5

15,0

d. Come ben sai, quando si introduce in acqua un cristallo di cloruro di sodio, il reticolo ionico del sale si disgrega, liberando nell’acqua gli ioni che lo formano. scrivi il processo di dissociazione ionica e rappresenta sul quaderno gli ioni che si formano.

76 CALCOLA E ARGOMENTA La nicotina è un liquido miscibile in acqua a temperature inferiori ai 60 °C. a. Qual è la molalità della nicotina in una soluzione che inizia a congelare a −0,45 °C (Kcr = −1,86 °C · kg/mol)? b. L’analisi in laboratorio conferma che la nicotina è costituita da: 74,03% di C; 8,70% di H; 17,27% di n (tutte percentuali in massa). Qual è la formula molecolare della nicotina, sapendo che la massa molare è 192,0 g/mol? c. Qual è la differenza tra la formula minima e molecolare? [a. 0,242 mol/kg; b. C10H14n2]

77 CALCOLA Calcola l’abbassamento della tensione di vapore

dell’acqua (p°acqua = 17,54 mmHg, a 20 °C) in una soluzione ottenuta sciogliendo 20,00 g di glucosio (C6H12o6) in 120,0 g di acqua. [0,288 mmHg]

78 CALCOLA E ARGOMENTA nel 1836 theodor schwann

scopre la pepsina, una molecola che provvede alla digestione parziale delle proteine. in condizioni normali, può digerire in un’ora quantità proteiche pari a 1000 volte il suo peso. a. Calcola la massa molare della pepsina (un non elettrolita), sapendo che 320,0 mg di sostanza purificata sono sciolti in 25,0 mL di acqua, a 20,0 °C. La soluzione ha una pressione osmotica di 6,51 torr (ricorda che 1 atm = 760 torr). b. L’acido cloridrico ha un ruolo importante nella digestione: attiva le molecole di pepsina e garantisce le condizioni ottimali al loro operato. scrivi la formula di Lewis dell’acido cloridrico e individua la natura del legame tra i due atomi. Considera i valori di elettronegatività dei due elementi: ECl = 3,00, EH = 2,20. c. disegna sul quaderno la polarità del legame, se presente. [a. 3,60 · 104 g/mol circa]

a. Qual è la formula molecolare del composto considerato? ricorda che il rosso coincide con l’ossigeno, il giallo con lo zolfo e il bianco con l’idrogeno. b. A quale classe di composti appartiene? c. Assegna il nome iupAC e tradizionale al composto. d. Calcola le percentuali degli elementi e determina qual è l’elemento presente in quantità maggiore. e. Calcola la differenza di elettronegatività che caratterizza ciascun legame e definisci la natura dei legami intramolecolari nel composto. f. Calcola la concentrazione molare a partire da 165,0 mL di sostanza (dsoluto = 1,84 g/cm3 (c.s.)) in 2700,0 mL di soluzione. g. Calcola il numero di moli e di molecole del composto considerato al punto f. h. Calcola il numero di atomi di ciascun elemento appartenente al composto considerato al punto f. i. scrivi la configurazione degli elementi appartenenti al composto. l. Completa la tabella con le informazioni mancanti. Elemento

Z

N

A

s

32

o

16

H

1 [d. %(s) = 32,69%; %(o) = 65,25%; %(H) = 2,06%; f. 1,15 mol/L; g. n = 3,10 mol; Np = 1,87 · 1024; h. Np(H) = 3,74 · 1024 atomi; Np(s) = 1,87 · 1024 atomi; Np(o) = 7,48 · 1024 atomi]

81 CALCOLA E ARGOMENTA 600,0 mL di una soluzione (d = 1,20 g/mL) contengono 53,43 g di HClo4. Completa la tabella e calcola la molarità, la molalità, la concentrazione percentuale in massa (% m/m) e la concentrazione massa su volume (% m/v). Composto

Nome IUPAC

Nome tradizionale

Classe composto

n. o. del cloro

HClo4 [M = 0,8867 mol/L; m = 0,798 mol/kg; 7,42% m/m e 8,91% m/V]

249

Promuovere azioni, a tutti i livelli, per combattere il cambiamento climatico 13.2 Integrare le misure di cambiamento climatico nelle politiche, strategie e pianificazione nazionali.

VIDEO

Quadro 2030

450 400

sostanze sono i famosi gas serra: trasparenti alla radiazione solare in entrata, sono capaci di trattenere quella in uscita, in particolare la radiazione infrarossa. Questa proprietà è causa del noto effetto serra. Il diossido di carbonio è un gas relativamente inerte, inodore, incolore e, se presente in atmosfera in concentrazioni limitate, contribuisce positivamente all’effetto serra naturale, senza il quale la superficie della Terra si troverebbe a una temperatura media di 30 °C in meno. Tuttavia oggi è il gas serra più temuto: a partire dalla Rivoluzione industriale la concentrazione di CO2 nell’atmosfera è andata aumentando, accentuando l’effetto serra naturale e il conseguente riscaldamento globale, come illustrato nel grafico. Negli ultimi 150 anni, la quantità di CO2 immessa in atmosfera è aumentata di circa il 30%, quantità che ha fatto superare i 24 miliardi di tonnellate per anno. L’uomo, in seguito allo sfruttamento dei combustibili fossili, ha contribuito all’aumento della concentrazione di CO2 che ha raggiunto quota 390 ppm, con un ritmo di crescita di 2,5 ppm annui. Ormai siamo pericolosamente prossimi alla soglia limite di 450 ppm, concentrazione che porterebbe a conseguenze disastrose.

0,75

temperatura media globale concentrazione di CO2

0,50

350

0,25

300

0

250

-0,25

200 1900

1920

1940

1960

1980

2000

-0,50

Variazione della temperatura media (°C)

Concentrazione CO2 (ppm)

Il protocollo di Kyoto è un accordo internazionale che mira a frenare il riscaldamento globale. Nel XX secolo la temperatura media del Pianeta è aumentata di tre quarti di grado, un incremento apparentemente innocuo, ma che in realtà è più che sufficiente a influenzare il ciclo delle piogge, il ricambio delle acque negli oceani, l’umidità o la siccità sulle terre emerse. Tutti fenomeni che non si invertono se non nel lungo periodo. La paura degli scienziati è che nel XXI secolo la temperatura media aumenti non più di frazioni di grado, ma di diversi gradi, mutando il clima del nostro Pianeta in modo significativo e irreversibile. Nell’ottobre 2014 i leader dell’Unione Europea hanno approvato e adottato il Quadro 2030 per il clima e l’energia, che fissa tre principali obiettivi: • una riduzione almeno del 40% delle emissioni di gas a effetto serra (rispetto ai livelli del 1990); • una quota di almeno il 27% di energia rinnovabile; • un miglioramento di almeno il 27% dell’efficienza energetica. Il diossido di carbonio (CO2), il metano (CH4), il protossido di azoto (N2O), l’ozono (O3), il vapore acqueo (H2O) e altre

Anni

fonte: temperatura: NASA (2013); concentrazione di CO2: NOAA Earth System Research Laboratory LO SAPETE CHE…? • … molti climatologi sostengono che per salvare la terra non sia più sufficiente ridurre a zero le emissione nette annuali, ma che sia necessario addirittura rimuovere dall’atmosfera 1000 miliardi di tonnellate di Co2 entro il 2100. • … il disgelo del permafrost, il terreno tipico dei paesi nordici, provoca il rilascio di Co2. • … il p2G, Power to gas, è la tecnica che (forse) useremo per convertire il diossido di carbonio e produrre metano di sintesi da immettere nella rete di distribuzione del gas naturale. • … è stata studiata a fondo la fotosintesi artificiale, processo che potrebbe ridurre significativamente i gas serra.

250

8 Le proprietà deLLe soLuzioni

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 si chiama innalzamento ebullioscopico il cambiamento del

punto di: A congelamento di un solvente dovuto alla presenza di un soluto. B ebollizione di un soluto dovuto alla presenza di un solvente. C fusione di un solvente dovuto alla presenza di un soluto. D ebollizione di un solvente dovuto alla presenza di un soluto.

2 Qual è l’enunciato della legge di raoult? A La pressione di vapore di un solvente in soluzione con un soluto non volatile è uguale alla pressione di vapore del solvente puro moltiplicata per la sua concentrazione molare. B La pressione di vapore di un solvente in soluzione con un soluto non volatile è uguale alla pressione di vapore del solvente puro moltiplicata per la sua frazione molare. C La pressione di vapore di un solvente in soluzione con un soluto volatile è uguale alla pressione di vapore del solvente puro moltiplicata per la sua frazione molare. D La pressione di vapore di un solvente in soluzione con un soluto non volatile è uguale alla pressione di vapore del solvente puro divisa per la sua frazione molare.

3 La frazione molare (χ) di A in una soluzione è data da: A nA / ntot B nA · ntot

C ntot − nA D ntot / nA

4 La concentrazione molare (M) di una soluzione indica le moli di soluto per: A kilogrammo di soluzione. B litro di soluzione. C kilogrammo di solvente. D litro di solvente.

5 il grado di dissociazione (α) è: A il rapporto tra le moli di solvente che sono dissociate (o ionizzate) e le moli totali di soluto in soluzione. B il rapporto tra le moli di soluto non dissociate e le moli totali di soluto in soluzione. C il rapporto tra le moli di soluto che sono dissociate (o ionizzate) e le moli totali di soluto in soluzione. D il prodotto tra le moli di soluto che sono dissociate (o ionizzate) e le moli totali di soluto in soluzione.

6 Le membrane semipermeabili permettono il passaggio: A B C D

del soluto. del solvente. del soluto e del solvente. di nessuna specie chimica.

7 La concentrazione molale (m) indica: A B C D

le moli di soluto per grammo di solvente. le moli di soluto per kilogrammo di soluzione. le moli di soluto per kilogrammo di solvente. la massa di soluto per kilogrammo di solvente.

8 Qual è l’unità di misura della frazione molare? A B C D

il kilogrammo. La mole. il kg/mol. È un numero adimensionale e non presenta unità di misura.

9 Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono:

VERIFICA INTERATTIVA

A dal tipo di soluto presente in una determinata quantità di solvente. B dal numero di particelle di soluto presente in una determinata quantità di solvente e non dal tipo di soluto. C dal numero di anioni presenti in una determinata quantità di solvente. D dal numero di cationi di soluto presenti in una determinata quantità di solvente.

10 La frazione molare può assumere valori: A compresi tra 0 e 1. B minori di 0.

C maggiori di 1. D infiniti.

11 durante la diluizione la quantità di: A B C D

soluto aumenta. solvente rimane invariata. soluto rimane invariata. soluto diminuisce.

12 La pressione osmotica (π) è la pressione che occorre applicare a una soluzione per: A favorire il fenomeno dell’osmosi. B impedire il fenomeno dell’osmosi. C impedire il fenomeno della dissociazione. D favorire il fenomeno della ionizzazione.

13 Gli elettroliti forti: A B C D

sono completamente dissociati/ionizzati in acqua. sono parzialmente dissociati/ionizzati in acqua. non conducono corrente elettrica. conducono calore.

14 La reazione dei composti molecolari polari in acqua è detta: A ionizzazione. B dissociazione ionica.

C solvatazione. D idratazione.

15 1 ppm equivale a: A B C D

1 mg di soluto in 1 kg di soluzione. 1 kg di soluto in 1 kg di soluzione. 1 g di soluto in 1 kg di soluzione. 1 mg di soluto in 1 kg di solvente.

16 due soluzioni isotoniche hanno: A B C D

la stessa concentrazione molare. la stessa pressione osmotica e non si verifica osmosi. la stessa pressione osmotica e si verifica osmosi. pressione osmotica diversa.

17 Quando si mescolano 1000 g di olio e 1000 g di acqua: A B C D

l’olio è il soluto e l’acqua il solvente. l’olio è il solvente e l’acqua il soluto. l’acqua è sempre il solvente perché è polare. acqua e olio non formano una soluzione, quindi non c’è soluto né solvente.

18 L’unità di misura della costante ebullioscopica è: A °C · kg/mol B °C · kg · mol

C °C · mol/kg D mol · kg/°C

19 La formula della pressione osmotica è: A π·V=n·T B π·V∙n=R·T

C π/V=n·R·T D π·V=n·R·T

251

CAPITOLO

9

CONTENUTI

Calcolare la quantità delle sostanze: la stechiometria 1 I rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche 2 I diversi tipi di reazioni chimiche

IN DIGITALE Schede di laboratorio

• Saggi qualitativi di riconoscimento di cationi e anioni • Reazioni di doppio scambio

1

I rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche

Abbiamo studiato che la formazione della ruggine, la digestione dei cibi, la combustione del legno e della benzina sono fenomeni chimici poiché si tratta di trasformazioni chimiche che determinano un cambiamento nella composizione della materia e la formazione di nuove sostanze. ENGLISH

In una trasformazione chimica si ha la rottura dei legami chimici dei reagenti i quali, legandosi tra loro in modo diverso, formano nuovi legami e nuove sostanze, chiamate prodotti. Così l’acido cloridrico, sostanza molto corrosiva, reagendo con l’idrossido di sodio, sostanza caustica e irritante, forma il cloruro di sodio (sale da cucina) e l’acqua, entrambi innocui per salute: le sostanze di partenza e quelle ottenute dopo la trasformazione hanno caratteristiche totalmente differenti. Abbiamo anche studiato che la massa totale delle sostanze ottenute durante la trasformazione è uguale alla massa totale delle sostanze iniziali. In una reazione chimica, infatti, la massa si conserva.

252

• trasformazione chimica

chemical transformation

• reazione chimica

chemical reaction

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

Legge di conservazione della massa o legge di Lavoisier ENGLISH

In una trasformazione chimica la somma delle masse delle sostanze che reagiscono (reagenti) è uguale alla somma delle masse delle sostanze che si formano (prodotti).

legge di conservazione della massa law of conservation of mass

Quando bruciamo della carta oppure della legna, la quantità di materia sembra diminuire man mano che la combustione procede (Figura 1a). Al termine della trasformazione, quando rimane solo più la cenere, tutta la materia presente inizialmente sembra sparita. La stessa cosa accade quando facciamo sciogliere una pastiglia effervescente in acqua: vediamo formarsi le classiche bollicine mentre la pastiglia si consuma (Figura 1b). In realtà se riuscissimo a intrappolare il fumo e i gas sviluppati nella combustione oppure il gas sviluppato nella reazione tra la pastiglia e l’acqua, noteremmo che la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti finali, cenere, fumi o gas compresi.

a

b

← Figura 1

Se sciogliessimo una pastiglia di aspirina in una bottiglia chiusa capace di trattenere il gas che si sviluppa, invece che in un bicchiere, si potrebbe facilmente verificare che: mbottiglia + acqua + mpastiglia = mbottiglia + soluzione + gas La materia non è né creata né distrutta, è solo trasformata. In generale, per una qualsiasi reazione chimica, vale la relazione: somma delle masse dei reagenti = somma delle masse dei prodotti Di una reazione chimica è quindi possibile dire che: • ciò che varia è la natura dei reagenti e dei prodotti; • ciò che non varia è la massa totale dei reagenti e dei prodotti.

Scrivere e bilanciare le equazioni chimiche Sappiamo che le reazioni chimiche sono descritte da opportune equazioni chimiche, in cui i reagenti sono scritti a sinistra della freccia di reazione e i prodotti a destra: reagenti → prodotti. Per esempio, l’equazione che descrive la reazione di combustione del metano (CH4, Figura 2) è: coefficiente stechiometrico

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) reagenti

prodotti

+

→

reagenti

+

prodotti

↑ Figura 2

253

I simboli (s), (l) e (g) (che non sempre sono presenti nell’equazione) indicano lo stato fisico del composto, rispettivamente solido, liquido e gassoso. Il simbolo (aq) indica che il composto si trova in soluzione acquosa. I numeri che precedono la formula di reagenti e/o prodotti sono invece i coefficienti stechiometrici. Il procedimento con cui si individuano i coefficienti di ogni reagente e prodotto in una data reazione chimica si chiama bilanciamento. Consideriamo il caso di una lamina di zinco immersa in una soluzione acquosa di acido cloridrico (Figura 3) che reagisce formando cloruro di zinco e idrogeno gassoso. La reazione chimica può essere rappresentata con la seguente equazione: Zn (s)

+

1 atomo Zn

HCl (aq)

→

1 atomo H 1 atomo Cl

← Figura 3

ZnCl2 (aq)

+

1 atomo Zn 2 atomi Cl

+

H2 (g) 2 atomi H

+

L’equazione indica quali sono i reagenti e i prodotti, ma non dice nulla sui loro rapporti quantitativi; inoltre, non rispetta la legge di conservazione della massa, perché il numero di atomi degli elementi presenti nei reagenti non corrisponde al numero di atomi degli elementi presenti nei prodotti. In una equazione bilanciata il numero di atomi di ciascun elemento è uguale nei reagenti e nei prodotti. In altre parole, una equazione bilanciata soddisfa la legge di conservazione della massa. Non esistono vere e proprie regole per individuare i coefficienti stechiometrici corretti di reagenti e prodotti. È però preferibile seguire questo ordine di bilanciamento: 1. contare (e bilanciare) per primi gli atomi di tutti i metalli (se presenti); 2. contare e bilanciare gli atomi di tutti i non metalli (eccetto ossigeno e idrogeno); 3. bilanciare gli atomi di idrogeno (se presenti); 4. bilanciare gli atomi di ossigeno (se presenti). In una equazione chimica bilanciata, i coefficienti stechiometrici sono scelti in modo da ottenere lo stesso numero di atomi di ciascun elemento nei reagenti e nei prodotti. Nel caso preso in esame, lo zinco (metallo) è bilanciato; aggiungendo il coefficiente 2 davanti ad HCl, si bilanciano gli atomi H e Cl sui due lati della equazione: Zn (s)

+

+

254

2 HCl (aq) 2 · 1 atomo H 2 · 1 atomo Cl

1 atomo Zn

→

ZnCl2 (aq)

+

1 atomo Zn 2 atomi Cl

H2 (g) 2 atomi H

+

ENGLISH

equazione bilanciata balanced equation

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

L’equazione bilanciata ci dice che: • 1 atomo di zinco reagisce con 2 molecole di HCl per dare 1 unità formula di ZnCl2 e 1 molecola di H2; • 1000 atomi di zinco reagiscono con 2000 molecole di HCl per dare 1000 unità formula di ZnCl2 e 1000 molecole di H2; • NA (cioè 6,022 · 1023) atomi di zinco reagiscono con 2NA molecole di HCl per dare NA unità formula di ZnCl2 e NA molecole di H2. In altri termini, possiamo affermare che 1 mol di zinco reagisce con 2 mol di HCl per dare 1 mol di ZnCl2 e 1 mol di H2. Se consideriamo la reazione bilanciata: FeCl2 + Na2CO3

→

FeCl2 naCl

FeCO3 + 2NaCl

osserviamo che da 1 mol di FeCl2 e 1 mol di Na2CO3 si formano 1 mol di FeCO3 e 2 mol di NaCl (Figura 4). Possiamo quindi osservare che in una equazione bilanciata, i coefficienti stechiometrici forniscono il rapporto tra le particelle (atomi, molecole ecc.), ma anche tra le moli di ogni sostanza. Non sempre il bilanciamento di un elemento può essere ricondotto a una semplice operazione matematica; spesso può risultare meno immediato e talvolta è necessario procedere per tentativi. Fai attenzione! Per bilanciare una equazione, le formule di reagenti e prodotti devono essere scritte correttamente, altrimenti l’equazione non ha significato. Inoltre non si devono modificare gli indici (cioè i numeri scritti al piede degli elementi, nelle formule); così facendo, infatti, si cambia l’identità delle sostanze (CO e CO2, per esempio, sono sostanze diverse).

↑ Figura 4

PROBLEMA SVOLTO

1 Scrivere e bilanciare un’equazione chimica L’alluminio (solido) reagisce con l’ossigeno (gas) per formare il triossido di dialluminio (solido). Scrivi e bilancia la reazione. RISOLVI

anzitutto, individua reagenti e prodotti e scrivi l’equazione (non bilanciata): al (s) + o2 (g) → al2o3 (s)

+

→

quindi determina i coefficienti stechiometrici procedendo nell’ordine suggerito.

Bilancia 1. Conta e bilancia gli atomi dei metalli, cioè dell’alluminio. Ci sono 1 atomo di alluminio (a sinistra) tra i reagenti e 2 atomi di alluminio (a destra) tra i prodotti. Per bilanciare, scrivi un coefficiente 2 a sinistra che ti permette di pareggiare il numero di atomi d’alluminio: 2 al (s) + o2 (g) → al2 o3 (s) 2 · 1 atomo al 2 atomi al

255

2. ora puoi procedere con l’ossigeno. Ci sono 2 atomi di ossigeno (a sinistra) e 3 atomi di ossigeno (a destra). Per bilanciare, scrivi un coefficiente 3 a sinistra e un coefficiente 2 a destra: 2 al (s) + 3 o2 (g) → 2 al2 o3 (s) 3 · 2 atomi o 2 · 3 atomi o Per determinare i coefficienti dell’ossigeno, puoi usare il minimo comune multiplo tra 2 e 3, cioè (2 · 3 =) 6. dividendo 6 per 2, trovi il coefficiente di o2 (cioè 3) e dividendo 6 per 3, trovi il coefficiente di al2o3 (cioè 2). 3. la reazione non è ancora bilanciata: devi prendere nuovamente in considerazione l’alluminio. a sinistra ci sono 2 atomi di alluminio, mentre a destra ora ci sono (2 · 2 =) 4 atomi di alluminio. Pertanto, devi mettere un coefficiente 4 a sinistra: 4 al (s) + 3 o2 (g) → 2 al2o3 (s) 4 · 1 atomo al 2 · 2 atomi al la reazione ora è bilanciata.

+

→

Controlla il risultato Verifica se è soddisfatta la legge di lavoisier. l’equazione bilanciata ci dice che 4 moli di alluminio reagiscono con 3 moli di ossigeno per formare 2 moli di triossido di dialluminio. Calcoliamo la massa dei reagenti e dei prodotti: malluminio = mm · n = 26,98 g/mol · 4 mol = 107,92 g mossigeno = mm · n = 32,00 g/mol · 3 mol = 96,00 g mreagenti = 107,92 g + 96,00 g = 203,92 g mtriossido di dialluminio = mm · n = 101,96 g/mol · 2 mol = 203,92 g dopo il bilanciamento, l’equazione chimica rispetta la legge di lavoisier. Fai attenzione! durante il bilanciamento si possono commettere alcuni errori. • se collochi i coefficienti stechiometrici all’interno del riquadro, modifichi la formula del composto; per esempio: 2al (s) + 3o2 (g) → al2 2 o3 (s) il coefficiente va sempre messo davanti all’intera formula.

• non devi dimenticare di moltiplicare i coefficienti stechiometrici per l’intero composto del riquadro: 2 al2o3 (s) il coefficiente 2 moltiplica tutto ciò che c’è all’interno, nello specifico avremo: 4 atomi di alluminio (2 ∙ 2) e 6 atomi d’ossigeno (3 ∙ 2).

FAI PRATICA

2 Bilancia le seguenti reazioni: a. H2 (g) + O2 (g) → H2O (l); b. P4O10 (s) + H2O (l) → H3PO4 (l); c. NaOH (s) + HCl (l) → NaCl (s) + H2O (l).

256

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

Risolvere i problemi stechiometrici Quanto diossido di carbonio si immette in atmosfera nella reazione di combustione di 1 L di benzina? Quanto acido salicilico è necessario pesare per produrre 30 mg di aspirina? La stechiometria si occupa di prevedere quanto prodotto si forma al termine di una reazione o di calcolare quanto reagente è necessario utilizzare affinché si produca una certa quantità di una specifica sostanza.

ENGLISH

stechiometria stoichiometry

In altre parole la stechiometria (dal greco stoichéion, “elemento” e metron, “misura”) studia i rapporti e le proporzioni (in moli, massa, volume ecc.) con cui gli elementi chimici si combinano tra loro. La seguente equazione (bilanciata) descrive la sintesi dell’ammoniaca a partire da idrogeno e azoto: 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g)

+

I coefficienti stechiometrici ci permettono di calcolare il rapporto tra le moli di ammoniaca prodotte e le moli di idrogeno che si combinano con l’azoto: moli NH 3 __ 2 _______ = moli H 2

3

Per ottenere 2 mol di NH3 occorrono 3 mol di H2. Questa relazione ci consente di calcolare le moli di ammoniaca che si formano a partire da una data quantità in moli di idrogeno: 2 moli NH 3 = __ · moli H 2 3 In generale, possiamo dire che i coefficienti stechiometrici ci consentono di calcolare le moli di una sostanza che partecipa alla reazione conoscendo le moli di un altro reagente o prodotto. L’unità base nei calcoli stechiometrici è la mole. Spesso, nei problemi, si deve ricavare la massa di uno o più prodotti conoscendo la massa di uno o più reagenti. Per compiere questo percorso da massa a massa, è utile seguire la seguente procedura di calcolo: massa della specie data

1

moli della specie data

2

moli della specie richiesta

3

massa della specie richiesta

Sappiamo che esistono reazioni reversibili e irreversibili; la risoluzione di questi problemi riguarda le reazioni irreversibili: aA + bB → cC + dD Per risolvere i problemi stechiometrici è necessario procedere nel seguente modo: 1. scrivere la reazione chimica e bilanciarla; 2. calcolare il numero di moli corrispondenti alle masse fornite dal problema;

257

3. impostare e risolvere la proporzione tra la sostanza che si desidera trovare e quella fornita dal problema, trovando le moli corrispondenti: moli teoriche sostanza desiderata _____________________ moli reali sostanza desiderata ________________________ = moli teoriche sostanza data

moli reali sostanza data

Le moli teoriche sono fornite dai coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata; 4. calcolare la massa della sostanza moltiplicando il numero di moli per la massa molare.

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare la massa del prodotto di una reazione chimica L’acetilene (C2H2) è il gas utilizzato nelle saldature. La reazione tra l’acetilene e l’ossigeno porta alla formazione di diossido di carbonio (CO2) e acqua. Scrivi la reazione e calcola la massa di CO2 prodotta dalla combustione di 20 g di acetilene. RISOLVI

Dati

Incognite

mC2h2 = 20 g

mCo2 = ?

questo è un classico problema stechiometrico: devi calcolare la massa del prodotto di una reazione a partire dalla massa di un reagente.

Calcola 1. scrivi e bilancia la reazione chimica. C2h2 (g) + o2 (g) → Co2 (g) + h2o (l) 2C2h2 (g) + 5o2 (g) → 4Co2 (g) + 2h2o (l) 2 moli di acetilene e 5 moli di ossigeno formano 4 moli di diossido di carbonio e 2 moli d’acqua. la reazione bilanciata ci fornisce il rapporto stechiometrico teorico tra le sostanze. 2. Calcola il numero di moli che corrispondono alla massa di reagente fornita dal problema dividendo questa per la massa molare: nC h 2

2

2

3. il problema richiede la quantità di diossido di carbonio in funzione Co 2 dell’acetilene: ____ . C 2h 2 i coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata forniscono il rapporto teorico tra le moli delle sostanze. l’equazione bilanciata indica che 2 moli di C2h2 producono 4 moli di Co2: Co2 4 ____ = __ C2h2

ndesiderata

2

nCo2 4 ________ = __ 0,77 mol

2

m nnota = ____ MM

imposta la proporzione

nnota coeff. nota ________ = ____________ ndesiderata

coeff. desiderata

Co 2 __ 4 nCo _____ = = ____2

cioè

C 2h 2

2

nC h 2

2

il problema ti dice che la quantità di acetilene che reagisce è pari a 20 g e tu sai che questa massa corrisponde a 0,77 mol. quindi, per ottenere il numero di moli di Co2 prodotte a partire da 0,77 mol di acetilene, è opportuno impostare e risolvere la proporzione. 4 · 0,77 mol nCo = ___________ = 1,5 mol 2 2

quindi, 0,77 mol di acetilene producono 1,5 mol di Co2.

258

nnota _______ teoriche

m = ____ mm

20 g 20 g nC h = ____________________________ = __________ = 0,77 mol [(2 · 12,01) + (2 · 1,008)] g/mol 26,04 g/mol 2

bilancia la reazione

mdesiderata

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

4. Calcola ora la massa corrispondente alle moli di Co2 prodotte, moltiplicando le moli per la massa molare: mCo = n · mm = 1,5 mol · [12,01 + (2 · 16,00)] = 1,5 mol · 44,1 g/mol = 66 g 2

Fai attenzione! se imposti la proporzione mettendo la sostanza che devi trovare al numeratore, tutte le informazioni legate al composto devono essere al numeratore. se, invece, imposti la proporzione mettendo la sostanza che devi trovare al denominatore, tutte le informazioni legate al composto devono essere al denominatore.

FAI PRATICA

4 Scrivi la reazione e calcola la massa di alluminio che occorre far reagire con

5,000 kg di triossido di dicromo (Cr2O3) per produrre triossido di dialluminio [1,776 kg] (Al2O3) e cromo.

VIDEO TUTORIAL

Stechiometria delle reazioni in soluzione e in fase gassosa Molte reazioni chimiche si svolgono in soluzione (Figura 5), perciò le quantità di reagenti e prodotti sono espresse solitamente in termini di concentrazione. Anche in questi casi, per risolvere i problemi occorre ricondursi alle moli.

← Figura 5 Il percorso da seguire nella risoluzione sarà pertanto da volume a volume: 1. calcolare le moli (n) della specie data a partire dal volume (V ) e dalla molarità (M) della soluzione; 2. trasformare le moli (n) della specie data in moli (n) della specie richiesta, in base alla stechiometria della reazione; 3. trasformare le moli (n) della specie richiesta in volume di soluzione (V ) a molarità nota. volume di una soluzione di molarità nota

1

moli della specie data

2

moli della specie richiesta

3

volume di una soluzione di molarità nota

Per le reazioni che si svolgono in fase gassosa, abbiamo a disposizione l’equazione di stato dei gas ideali: p·V=n·R·T

259

PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare il volume di un reagente L’idrossido di potassio e l’acido cloridrico formano cloruro di potassio e acqua, secondo la reazione: KOH (aq) + HCl (aq) → KCl (aq) + H2O (aq) Calcola il volume che devi prelevare da una soluzione 0,150 M di acido cloridrico affinché reagisca completamente con 30,0 mL di una soluzione acquosa di KOH 0,600 M. RISOLVI

Dati

Incognite

[hCl] = 0,150 m

[Koh] = 0,600 m

V(Koh) = 30,0 ml

V(hCl) = ?

in questo problema le sostanze che prendono parte alla trasformazione sono espresse in concentrazioni molari. devi quindi far riferimento alle moli e poi procedere con gli strumenti d’analisi che conosci.

Calcola 1. Bilancia la reazione chimica, se necessario. in questo caso la reazione è già bilanciata. 2. Calcola il numero di moli di Koh dal volume e dalla concentrazione della soluzione: n(Koh) = m · V = 0,600 mol/l · 0,0300 l = 0,0180 mol 3. Considera il rapporto stechiometrico in moli tra acido cloridrico e idrossido di potassio: hCl __ 1 n (hCl) mol _____ =  = ___________ Koh

1

0,0180 mol

n(hCl) = 0,0180 mol

4. Calcola il volume di acido cloridrico che corrisponde alle moli ottenute e che devi prelevare: 0,0180 mol V(hCl) = ___________ = 0,120 l cioè 120 ml 0,150 mol/l

FAI PRATICA

6 9,60 g di zinco reagiscono con una soluzione acquosa 1,50 M di acido cloridrico. La reazione completa porta alla formazione di cloruro di zinco e idrogeno. Scrivi la reazione e calcola il volume di acido cloridrico che devi prelevare.

[196 ml]

PROBLEMA SVOLTO

7 Calcolare il volume di un reagente e la massa di un prodotto Il carbonato di calcio a 1000 K si decompone secondo la reazione: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) Al termine della trasformazione sono sviluppati 5,50 L di diossido di carbonio, che esercitano una pressione di 2,50 atm. Calcola la massa di ossido di calcio prodotta e di carbonato decomposta. RISOLVI

Dati

Incognite

V(Co2) = 5,50 l

m(CaCo3) = ?

p(Co2) = 2,50 atm

260

T = 1000 K

m(Cao) = ?

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

questa reazione porta alla formazione di una sostanza allo stato gassoso: il diossido di carbonio. Per calcolare i rapporti stechiometrici attraverso le moli, devi far riferimento all’equazione di stato dei gas perfetti: pV = nRT. una volta trovate le moli, procedi con la sequenza di passaggi adottata nei procedenti casi.

Calcola A Bilancia la reazione chimica, se necessario. la reazione è già bilanciata. CaCo3 (s) → Cao (s) + Co2 (g) B Calcola il numero di moli di Co2 attraverso la legge dei gas perfetti: pV (2,50 atm) · (5,50 l) n(Co 2) = ___ = _______________________ = 0,167 mol atm · l RT 0,0821 ______ · 1000 K ( mol · K ) C Considera il rapporto stechiometrico in moli tra Co2, Cao e CaCo3 che, dalla reazione bilanciata è 1:1:1 n(Co2) = n(Cao) = n(CaCo3) = 0,167 mol D Calcola la massa delle sostanze incognite attraverso le moli ottenute: m(Cao) = 0,167 mol · 56,08 g/mol = 9,36 g m(CaCo3) = 0,167 mol · 100,09 g/mol = 16,7 g

FAI PRATICA

8 Il perclorato di potassio si decompone secondo la reazione: KClO4 (s) → KCl (s) + O2 (g) Al termine della reazione, sono stati prodotti 15,7 dm3 di ossigeno ed è stata misurata una pressione di 1,20 atm, a 350,0 °C. Calcola la massa di perclorato decomposta. [25,5 g]

Un caso particolare: il reagente limitante Se dovessimo organizzare una festa in una classe formata da 10 ragazze e 15 ragazzi, quante potenziali coppie si formerebbero? Quale gruppo determinerebbe il numero di coppie ragazza-ragazzo? In chimica spesso succede che la quantità iniziale di un reagente non sia sufficiente per esaurire l’intera quantità di un altro reagente. In altre parole, può accadere che uno dei due reagenti sia in difetto: il reagente limitante è il reagente che controlla la quantità massima di sostanza che si può formare al termine della reazione. È la sostanza il cui esaurimento impedisce alla reazione di proseguire fino al completo consumo dell’altro reagente.

ENGLISH

reagente limitante limiting reagent

Così quando in un problema stechiometrico sono fornite tutte le masse dei reagenti è obbligatorio verificare se uno dei reagenti è quello limitante: esso determina la quantità dei prodotti, perciò tutti i calcoli fanno riferimento al numero di moli corrispondenti alla massa fornita dal problema. Il reagente limitante si calcola: • quando si ha una reazione irreversibile; • quando si hanno le masse dei reagenti; • dividendo le moli date dal problema per i coefficienti stechiometrici.

261

PROBLEMA SVOLTO

9 Effettuare i calcoli con il reagente limitante Calcola quanto ferro metallico si forma a partire da 5,00 g di ossido ferroso (FeO) e 5,00 g di alluminio (Al), sapendo che nella reazione si forma, oltre al ferro, anche il triossido di dialluminio. RISOLVI

Dati

Incognite

mFeo = 5,00 g

mal = 5,00 g

mFe = ?

Prima di iniziare a risolvere il problema devi capire se le masse fornite sono quelle dei reagenti. se sì, calcola il reagente limitante; se no, procedi come nei casi precedenti. in questo caso le masse fornite dal problema sono quelle dei reagenti.

Calcola 1. scrivi e bilancia la reazione chimica. Feo + al → al2o3 + Fe

bilancia la reazione

3Feo + 2al → al2o3 + 3Fe 2. Calcola il numero di moli corrispondenti alle masse fornite dal problema. nFeo

5,00 g m = ____ = __________________ = 0,0696 mol mm

mreagente 1

mreagente 2

(55,85 + 16,00) g/mol

5,00 g m nal = ____ = ___________ = 0,185 mol mm 26,98  g/mol 3. Calcola il reagente limitante dividendo le moli ottenute per il coefficiente stechiometrico. 0,0696 mol nFeo = __________ = 0,0232 mol 3 0,185 mol nal = _________ = 0,0925 mol 2 0,02320 mol < 0,0925 mol

calcola il rapporto tra le moli teoriche

nreagente 1 ______________ coeff. stechiom.

nreagente 2 ______________ coeff. stechiom.

individua il reagente limitante

Feo è il reagente in difetto rispetto alla quantità teoricamente necessaria per trasformare tutto l’alluminio disponibile. 4. imposta e risolvi la proporzione tra la sostanza che si desidera trovare e quella fornita dal testo del problema. Per determinare quanto ferro si formerà devi usare il reagente limitante, poiché quando questo sarà completamente consumato la reazione si interromperà. il rapporto reale di moli tra le due sostanze è:

n

nprodotto reagente limitante ______________ = ______________ coeff. stechiom.

mdesiderata

nFe nFe __ 3 ____ = = __________ nFeo

3

0,0696 mol

Fai attenzione! nella proporzione devono comparire le moli corrispondenti alla massa data dal problema e non quelle calcolate nel passaggio per determinare il reagente limitante. 3 nFe = __ · 0,0696 mol = 0,0696 mol 3 5. Calcola la massa corrispondente alle moli di ferro trovate. mFe = nFe · mm = 0,0696 mol · 55,85 g/mol = 3,89 g

FAI PRATICA

10 Il carburo di calcio (CaC2) reagisce con l’acqua per formare l’idrossido di calcio

(Ca(OH)2) e l’acetilene (C2H2). Sapendo che 100 g di CaC2 reagiscono con 89 g di acqua, calcola quanto idrossido di calcio e quanto acetilene si formano. [m(Ca(oh)2) = 116 g; m(C2h2) = 40,6 g]

262

coeff. stechiom.

VIDEO TUTORIAL

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

La resa di una reazione La quantità massima di prodotto che si può ottenere da una reazione chimica, quando i reagenti sono presenti in quantità che corrispondono al rapporto stechiometrico, è la resa teorica. Di norma, però, la quantità effettivamente ottenuta (cioè la resa effettiva) in laboratorio o in un impianto chimico è minore della resa teorica, perché alcune reazioni non arrivano a completamento e, insieme ai prodotti richiesti, si possono ottenere prodotti non desiderati (inoltre, una parte del prodotto può essere persa nel processo di separazione e purificazione). Generalmente nella letteratura chimica per una data reazione si riporta la resa percentuale:

ENGLISH

resa teorica theoretical yeald

Resa percentuale r(%)

reffettiva r(%) = _____ · 100 rteorica

ENGLISH

resa percentuale percentual yeald

PROBLEMA SVOLTO

11 Calcolare la resa percentuale di una reazione chimica Calcola la resa percentuale per la reazione di decomposizione di 120,0 g di carbonato di calcio (CaCO3), sapendo che si ottengono 30,0 g di diossido di carbonio. La reazione è la seguente: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) RISOLVI

Dati

Incognite

m(CaCo3) = 120,0 g

r(%) = ?

m(Co2)effettiva = 30,0 g Per calcolare la resa percentuale puoi seguire questa procedura: 1. verifica se la reazione è bilanciata; 2. determina la quantità di Co2 teorica a partire dalla massa del carbonato di calcio; 3. calcola la resa percentuale della reazione.

Calcola 1. la reazione è bilanciata. 2. Calcola il numero di moli di carbonato di calcio: 120,0 g m n(CaCo3) = ____ = ____________ = 1,199 mol mm 100,09 g/mol dalla reazione bilanciata puoi notare che per ogni mole di CaCo3 si ottiene una mole di Co2, perciò da 1,199 mol di carbonato di calcio si otterranno 1,199 mol di Co2. determina la massa di diossido di carbonio (sempre teorica): m(Co2) = n · mm = 1,199 mol · 44,01 g/mol = 52,77 g 3. Calcola la resa percentuale applicando la formula: 30,0 g reffettiva r(%) = _____ · 100 = _______ · 100 = 56,8% rteorica 52,77 g

FAI PRATICA

12 Calcola la resa percentuale della reazione tra metano (CH4) e ossigeno gassoso,

in cui si formano acqua e diossido di carbonio, sapendo che 120 kg di metano [r(%) ≅ 61%] producono 200 kg di CO2.

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Che cos’è il reagente limitante? 2 Che cos’è la resa teorica? e quella effettiva? 3 Come si calcola la resa percentuale?

263

2

I diversi tipi di reazioni chimiche

Benché ogni trasformazione chimica sia un caso a sé, è possibile riunire e classificare le reazioni chimiche inorganiche in quattro gruppi principali (Tabella 1): Tipo di reazione

Equazione generale

sintesi

a + B → aB

decomposizione

aB → a + B

scambio (o sostituzione) semplice

a + BC → B + aC

scambio (o sostituzione) doppio

aB + Cd → CB + ad

Reazioni di sintesi

← Tabella 1 Principali reazioni chimiche. ENGLISH

In una reazione di sintesi due o più sostanze reagiscono per formare una sola sostanza.

reazioni di sintesi synthesis reactions

+ A

+

→

B

C

Per esempio, consideriamo una striscia di magnesio che reagisce con l’ossigeno e forma l’ossido (MgO). Come possiamo vedere in Figura 6 la reazione sviluppa calore e luce: 2Mg (s) + O2 (g) → 2MgO (s)

Mg2+ O2–

Mg O2

← Figura 6 In una reazione di sintesi i reagenti possono essere due elementi o due composti, mentre il prodotto è sempre un composto. La Tabella 2 riporta alcune reazioni di sintesi. Prodotto

Equazione generale

Esempio

ossido acido

non metallo + ossigeno → ossido acido

C (s) + o2 (g) → Co2 (g)

ossido basico

metallo + ossigeno → ossido basico

2mg (s) + o2 (g) → 2mgo (s)

ossoacido

ossido acido + acqua → ossoacido

Co2 (g) + h2o (l) → h2Co3 (aq)

idrossido

ossido basico + acqua → idrossido

na2o (s) + h2o (l) → 2naoh (aq)

sale binario

metallo + non metallo → sale binario

4al (s) + 3i2 (s) → 2al2i3 (s)

idruro

metallo + idrogeno → idruro

2al (s) + 3h2 (g) → 2alh3 (g)

idracido

alogeno + idrogeno → idracido

Cl2 (g) + h2 (g) → 2hCl (g)

264

← Tabella 2 alcune reazioni di sintesi.

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

Reazioni di decomposizione

ENGLISH

In una reazione di decomposizione un composto si scinde in due o più sostanze più semplici.

reazioni di decomposizione decomposition reactions

+ →

A

C

+

B

Per esempio, il carbonato di calcio (CaCO3), contenuto nei minerali aragonite e calcite (Figura 7a), se è riscaldato a 1200 °C, si decompone nell’ossido di calcio (CaO), noto in edilizia come calce viva (Figura 7b), e diossido di carbonio: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

a

b

← Figura 7

La reazione di decomposizione dei carbonati produce l’ossido corrispondente e CO2, ma non in tutti i casi: fanno eccezione i carbonati dei metalli alcalini, che non si decompongono in seguito a riscaldamento. ∆ MgO (s) + CO g MgCO 3 (s) ⟶ 2 ( ) ∆ CuO (s) + CO g CuCO 3 (s) ⟶ 2 ( ) ∆ no reazione Na 2 CO 3 (s) ⟶ ∆ no reazione Li 2 CO 3 (s) ⟶ Le reazioni di decomposizione sono l’opposto delle reazioni di sintesi e sono favorite dalle temperature elevate. La Tabella 3 riporta alcune reazioni di decomposizione. Equazione generale

Esempio

ossido basico → metallo + ossigeno

2hgo (s) → 2hg (l) + o2 (g)

perossido → ossido + ossigeno

2h2o2 (aq) → 2h2o (l) + o2 (g)

clorato → cloruro + ossigeno

2KClo3 (s) → 2KCl (s) + 3o2 (g)

carbonato → ossido basico + diossido di carbonio

CaCo3 (s) → Cao (s) + Co2 (g)

idrossido → ossido + acqua

ni(oh)2 (s) → nio (s) + h2o (g)

Reazioni di scambio

ENGLISH

In una reazione di scambio (o sostituzione) semplice un elemento “sposta” un altro elemento da un suo composto e lo sostituisce. + A

+

← Tabella 3 alcune reazioni di decomposizione.

reazioni di scambio semplice single-replacement reactions

+ BC

→

C

+

AB

265

Per esempio, se si immerge un filo di rame in una soluzione di triossonitrato (V) di argento, la soluzione diventa blu e il filo si ricopre di argento metallico; il rame prende il posto dell’argento nel suo sale, mentre l’argento si deposita come solido (Figura 8): Cu (s) + 2AgNO3 (aq) → 2Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq)

soluzione di agno3 (incolore)

soluzione di Cu(no3)2 (blu)

← Figura 8

Alcune di queste reazioni avvengono a temperatura elevata. Come mostra la Tabella 4, la reazione di scambio può essere usata per ottenere i metalli puri dai loro ossi-

di; a questo scopo in genere si usano il carbonio o l’idrogeno per scalzare il metallo. La reattività degli elementi cresce nell’ordine: Au Ag Hg Cu Pb

C

Ni H2 Fe Cr Zn Si

Al Mg Ca Li Na

Specie ottenuta

Esempio

metallo da un ossido

h2 (g) + Cuo (s) → h2o (g) + Cu (s) mg (s) + nio (s) → mgo (s) + ni (s)

idrogeno

2na (s) + 2h2o (l) → h2 (g) + 2naoh (aq) metalli alcalini, alcalino-terrosi zn (s) + 2hCl (aq) → znCl2 (s) + h2 (g) gli altri metalli non spostano h dall’acqua, ma dagli acidi

metallo da un sale

Cu (s) + 2agno3 (aq) → 2ag (s) + Cu(no3)2 (aq) sn (s) + Cuso4 (aq) → snso4 (aq) + Cu (s) zn (s) + Cuso4 (aq) → znso4 (aq) + Cu (s)

Scambio di elementi negli ossidi Sono reazioni nelle quali un elemento più reattivo prende il posto di quello meno reattivo accanto all’ossigeno. Gli elementi più reattivi che sono comunemente utilizzati per provocare queste reazioni sono: • tra i metalli, l’alluminio e il magnesio; • tra i non metalli, il carbonio e l’idrogeno. Per esempio: H2 (g) + CuO (s) → H2O (g) + Cu (s) Mg (s) + NiO (s) → MgO (s) + Ni (s) Il carbonio, il magnesio, l’alluminio e l’idrogeno sono spesso utilizzati per ottenere gli elementi dei metalli puri.

266

← Tabella 4 alcune reazioni di scambio semplice.

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

Reazioni di spostamento dell’idrogeno Queste reazioni possono essere così riassunte: metallo alcalino + H2O → H2 + idrossido Per esempio consideriamo la formazione dell’idrossido di sodio (Figura 9): 2Na (s) + 2H2O (l) → H2 (g) + 2NaOH (aq) La formazione di un idrossido si verifica quando un metallo alcalino o alcalino-terroso, vale a dire appartenente al I o al II gruppo, entra in contatto con l’acqua. I metalli appartenenti agli altri gruppi della tavola periodica possono sottrarre idrogeno agli acidi, secondo lo schema: metallo + acido → sale del metallo + idrogeno Per esempio: Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (s) + H2 (g)

Spostamento dei metalli Queste reazioni avvengono secondo lo schema: metallo (A) + sale (BC) → sale (AC) + metallo (B) Per esempio: Cu (s) + 2AgNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s) Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) Queste reazioni avvengono solo se il metallo A è più reattivo del metallo B. Immergendo del nichel metallico in una soluzione di CuSO4, il nichel, che è più reattivo del rame, sposta quest’ultimo andando in soluzione come NiSO4: Ni (s) + CuSO4 (aq) → NiSO4 (aq) + Cu (s) Il rame si deposita come solido sulla lamina di zinco, ricoprendola (Figura 10).

↑ Figura 9

↑ Figura 10

Reazioni di doppio scambio In una reazione di doppio scambio (o doppia sostituzione) due elementi o gruppi di elementi si scambiano di posto in due composti. + AB

+

+ CD

→

AD

+

CB

267

Queste reazioni avvengono sempre in soluzione acquosa e in genere sono accompagnate da uno dei seguenti fenomeni: sviluppo di un gas; formazione di un precipitato insolubile; formazione di acqua nelle reazioni di neutralizzazione (Tabella 5). a. Si ha sviluppo di gas (indicato con la freccia ↑) nelle seguenti reazioni: • triossocarbonato (IV) di un metallo alcalino-terroso che, in presenza di un acido, produce H2CO3 (che a sua volta si scinde in acqua e diossido di carbonio): CaCO3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl2(aq) + H2CO3 (aq) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)↑

• triossosolfato (IV) di un metallo alcalino che, in presenza di un acido, produce H2SO3 (che a sua volta si scinde in acqua e diossido di zolfo): Na2SO3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H2SO3 (aq) → 2NaCl (aq) + H2O (l) + SO2 (g)↑

• un sale di ammonio che, in presenza di un idrossido, dà idrossido di ammonio (che si scinde in acqua e ammoniaca): NH4Cl (aq) + KOH (aq) → KCl (aq) + NH4OH (aq) → KCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)↑ b. Si forma un prodotto insolubile (precipitato, indicato con la freccia ↓) nella reazione tra due sali in soluzione acquosa oppure tra un sale e un acido. In genere, sono insolubili: • tetraossosolfati (VI), triossocarbonati (IV), solfuri e triossosolfati (IV) di Ca, Ba, Pb, Hg (II); • molti idrossidi; quelli di Ca, Ba e Sr sono parzialmente solubili: Na2CO3 (aq) + CaCl2 (aq) → 2NaCl (aq) + CaCO3 (s)↓ Hg(NO3)2 (aq) + K2SO3 (aq) → 2KNO3 (aq) + HgSO3 (s)↓ c. La reazione fra un acido (come H2SO4) e una base (come NaOH) dà come prodotti acqua e un sale (che generalmente rimane in soluzione); si chiama reazione di neutralizzazione perché si perdono le proprietà acide e basiche dei reagenti: H2SO4 (aq) + 2NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2H2O (l) Anche gli ossidi danno reazioni di neutralizzazione: 2HNO3 (aq) + CaO (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + H2O (l) 2NaOH (aq) + SO3 (g) → Na2SO4 (aq) + H2O (l) Tipologia

formazione di gas

formazione di precipitato

reazioni di neutralizzazione

268

↓ Tabella 5 alcuni esempi di reazioni di doppio scambio.

Reazione

Esempi

carbonato + acido

CaCo3 (s) + 2hCl (aq) → CaCl2 (aq) + Co2 (g) + h2o (l) na2Co3 (s) + 2hno3 (aq) → 2nano3 (aq) + Co2 (g) + h2o (l)

solfito + acido

na2so3 (s) + 2hCl (aq) → 2naCl (aq) + so2 (g) + h2o (l) Caso3 (s) + 2hCl (aq) → CaCl2 (aq) + so2 (g) + h2o (l)

sale di ammonio + idrossido

nh4Cl (aq) + Koh (aq) → nh3 (g) + KCl (aq) + h2o (l) + calore

sale + acido

BaCl2 (aq) + h2so4 (aq) → Baso4 (s) + 2hCl (aq) hCl (aq) + agno3 (aq) → hno3 (aq) + agCl (s)

sale 1 + sale 2

na2s (aq) + CuCl2 (aq) → Cus (s) + 2naCl (aq) agno3 (aq) + naCl (aq) → agCl (s) + nano3 (aq)

idrossido + acido

2Koh (aq) + h2so4 (aq) → K2so4 (aq) + 2h2o (l) + calore naoh (aq) + hCl (aq) → naCl (aq) + h2o (l)

ossido + acido

nio (s) + 2hno3 (aq) → ni(no3)2 (aq) + h2o (l)

ossido acido + idrossido

so3 (g) + 2naoh (aq) → 2 na2so4 (aq) + h2o (l)

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

Scrivere le reazioni tra ioni Finora abbiamo scritto le equazioni chimiche con le formule complete, neutre, di ogni reagente e prodotto. Però le equazioni delle reazioni che si svolgono in soluzione acquosa possono essere scritte anche in modo da mettere in evidenza il fatto che, in soluzione, i composti ionici solubili sono completamente dissociati nei rispettivi ioni. Per esempio, la reazione tra il triossonitrato (V) di argento (Ag(NO3)) e il cloruro di sodio (NaCl) può essere scritta nel modo seguente: Ag+ (aq) + NO3− (aq) + Na+ (aq) + Cl− (aq) → Na+ (aq) + NO3− (aq) + AgCl (s) ioni spettatori

ioni spettatori

Una equazione come questa, in cui i reagenti e i prodotti sono scritti nella forma in cui sono effettivamente presenti nella soluzione, è detta equazione ionica completa. AgCl è insolubile (e precipita Figura 11), perciò è scritto nella forma indissociata. In questa equazione, alcuni ioni compaiono sia a sinistra sia a destra della freccia di reazione e sono detti ioni spettatori, perché non partecipano alla reazione. L’equazione ionica completa si può dunque semplificare in una equazione ionica netta, in cui compaiono solo gli ioni coinvolti nella reazione: Ag (aq) + Cl (aq) → AgCl (s) +

equazione ionica completa

−

PROBLEMA SVOLTO

Prevedere la formazione di un precipitato

← Figura 11

equazione ionica netta precipitato

Prendiamo in considerazione un altro esempio: la reazione tra una soluzione di triossonitrato (V) di piombo (II) e una soluzione di ioduro di potassio. Le equazioni ioniche completa e netta sono rispettivamente: Pb2+ (aq) + 2NO3− (aq) + 2K+ (aq) + 2I− (aq) → 2NO3− (aq) + 2K+ (aq) + PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2I− (aq) → PbI2 (s) Il diioduro di piombo dà origine a un precipitato giallo (Figura 12). Con l’aiuto della Tabella 6 è possibile prevedere se in una reazione si formerà un precipitato. NH4+ F−

Na+

K+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

P

P

P

P

Cu2+

Ag+

Pb2+ P

Cl−

P

P

Br

P

P

P

P

PREPARATI ALLA VERIFICA

P

P

P

4 quanti sono i prodotti in una reazione di sintesi?

P

P

P

5 Fai un esempio di reazione di decomposizione.

−

I− OH−

P

CO32−

P

SO42− S2−

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P P

P

P

NO3−

↑ Tabella 6 solubilità dei composti ionici. la lettera P indica che si forma un precipitato.

↑ Figura 12

6 in che cosa consiste una reazione di scambio? e una di doppio scambio? 7 Che cosa si intende per reazione di neutralizzazione?

269

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

I rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche

in una REAZIONE CHIMICA si ha la rottura dei legami chimici presenti nei reagenti e la formazione di nuovi legami caratteristici di nuove sostanze, i prodotti. in una EQUAZIONE CHIMICA i numeri che precedono la formula di reagenti e/o prodotti sono i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI. si chiama BILANCIAMENTO il procedimento con cui si individuano i coefficienti di ogni reagente e prodotto in una data reazione chimica. la STECHIOMETRIA studia i rapporti e le proporzioni (in moli, massa, volume ecc.) con cui gli elementi chimici si combinano tra di loro. nelle reazioni chimiche, in genere, le quantità dei reagenti non rispettano i rapporti dei coefficienti stechiometrici: un reagente può essere presente in quantità limitata tanto da determinare la quantità di prodotto che si può ottenere. il REAGENTE LIMITANTE è completamente consumato nella reazione. la quantità massima di prodotto che si può ottenere da una reazione chimica, quando i reagenti sono presenti in quantità stechiometriche, è la RESA TEORICA. in genere, la quantità effettivamente ottenuta (cioè la RESA EFFETTIVA) è minore della resa teorica.

2

I diversi tipi di reazioni chimiche

nelle REAZIONI DI SINTESI due o più sostanze reagiscono per formare una sola sostanza. nelle REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE un composto si scinde in due o più sostanze più semplici. nelle REAZIONI DI SCAMBIO (o sostituzione) SEMPLICE un elemento “sposta” un altro elemento da un suo composto e lo sostituisce. nelle REAZIONI DI DOPPIO SCAMBIO (o doppia sostituzione) due elementi o gruppi di elementi si scambiano di posto in due composti. alcune reazioni in soluzione acquosa possono essere scritte anche in modo da mettere in evidenza i rispettivi ioni, in un’equazione detta ionica completa. in queste equazioni, alcuni ioni detti ioni spettatori compaiono sia a sinistra sia a destra della freccia di reazione e non partecipano alla reazione. l’equazione ionica completa si può semplificare in una equazione ionica netta, in cui sono scritti solo gli ioni coinvolti nella reazione.

270

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

REAZIONI CHIMICHE sono descritte da

che possono essere di

SINTESI

EQUAZIONI CHIMICHE

DECOMPOSIZIONE

in cui i

SCAMBIO SEMPLICE

COEFFICIENTI STECHIOMETRICI

SCAMBIO DOPPIO devono essere

stabiliscono la BILANCIATI STECHIOMETRIA per rispettare la

della

per determinare

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA

REAZIONE

REAGENTE LIMITANTE

RESA

TEORICA

EFFETTIVA

se riguardano gli

PERCENTUALE

IONI

possono essere scritte come

EQUAZIONI IONICHE NETTE

EQUAZIONI IONICHE COMPLETE

alcuni dei quali sono SPETTATORI che sono presenti nelle

271

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 I rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche 1 in una reazione chimica: A si ha la rottura dei legami chimici presenti nei prodotti e la formazione di nuovi legami, diversi dai precedenti, caratteristici di nuove sostanze, i reagenti. B si ha la formazione dei legami chimici presenti nei reagenti e la rottura di nuovi legami, diversi dai precedenti, caratteristici di nuove sostanze, i prodotti. C si ha la rottura dei legami chimici presenti nei reagenti e la formazione di nuovi legami, diversi dai precedenti, caratteristici di nuove sostanze, i prodotti. D non si ha la rottura dei legami chimici presenti nei reagenti, mentre si ha la formazione di nuovi legami, diversi dai precedenti, caratteristici di nuove sostanze, i prodotti.

7 indica l’affermazione errata. A la stechiometria non studia i rapporti e le proporzioni con cui gli elementi chimici si combinano tra loro. B la stechiometria studia i rapporti e le proporzioni con cui gli elementi chimici si combinano tra loro.

8 indica l’affermazione errata. A È necessario considerare il reagente limitante quando è fornita la massa di un reagente. B È necessario considerare il reagente limitante quando sono fornite le masse di tutti i reagenti.

9 il solfato di rame è prodotto industrialmente attraverso il processo:

Cuo + h2so4 → Cuso4 + h2o

2 indica l’affermazione errata. A in una equazione bilanciata il numero di atomi di ciascun elemento è uguale nei reagenti e nei prodotti. un’equazione bilanciata soddisfa la legge di conservazione della massa, la legge di lavoisier. B in una equazione bilanciata il numero di atomi di ciascun elemento è uguale nei reagenti e nei prodotti. un’equazione bilanciata soddisfa la legge di conservazione della massa, la legge di Proust.

3 l’idrossido di magnesio reagisce con l’acido cloridrico,

dando come prodotto il cloruro di magnesio e l’acqua. scrivi e bilancia la reazione chimica. ..................................................................................................................................

4 Bilancia le seguenti reazioni di combustione.

Calcola la massa di solfato di rame prodotta quando si fanno reagire 1500,0 kg di ossido di rame (ii). [3009 kg]

10 la reazione di Claus abbatte, cioè riduce, la quantità di h2s immessa in atmosfera durante la lavorazione del petrolio: 2h2s + so2 → 3s + 2h2o Calcola: A la quantità di zolfo prodotta a partire da 3,50 kg di h2s e 3,50 kg di so2; B la massa di reagente, se presente, in eccesso. [A. 4,94 kg; B. 0,20 kg]

11 una delle reazioni che porta alla sintesi dell’etanolo è: C6h12o6 → 2C2h5oh + 2Co2

A B C D

Ch4 + o2 → Co2 + h2o C4h8 + o2 → Co2 + h2o C10h22 + o2 → Co2 + h2o C3h8 + o2 → Co2 + h2o

.................................................................. .................................................................. .................................................................. ..................................................................

5 scrivi e bilancia le reazioni tra i seguenti elementi e l’ossigeno. A ferro + ossigeno → triossido di diferro ..............................................................................................

B carbonio + ossigeno → diossido di carbonio ..............................................................................................

C ossido di dirame + ossigeno → ossido di rame ..............................................................................................

D alluminio + acido solforico → solfato di alluminio + idrogeno ..............................................................................................

6 Bilancia le seguenti reazioni e assegna il nome a ciascun reagente e prodotto. A nahCo3 → naoh + Co2 B na + h2o → h2 + naoh C nh3 + hCl → nh4Cl D Co + Fe2o3 → Co2 + Fe

272

................................................................. ................................................................. ................................................................. .................................................................

Calcola la massa di etanolo che ottieni da 150,0 g di C6h12o6 e la massa di diossido di carbonio che produci. [m(C2h5oh) = 76,9 g; m(Co2) = 73,5 g]

12 il monossido di diazoto è un gas anestetico usato in

odontoiatria. questa sostanza è prodotta dalla seguente reazione, già bilanciata: nh4no3 → n2o + 2h2o Calcola quanto reagente è necessario utilizzare per produrre [722,0 g] 397,0 g di n2o.

13 Bilancia la reazione e calcola le masse dei reagenti necessarie per produrre 7500 kg di carbonato di sodio.

naCl (s) + CaCo3 (s) → na2Co3 (s) + CaCl2 (aq) [m(naCl) = 8270,75 kg; m(CaCo3) = 7082,3 kg]

14 Calcola la massa di diossido di carbonio prodotta in ciascuna

reazione. le reazioni non sono bilanciate. Np(C) = 3,99 · 1023 atomi A C + o2 → Co2 m(o2) = 45,7 mg B Ch4 + o2 → h2o + Co2 n(CaCo3) = 3,75 mol C CaCo3 → Cao + Co2 [A. 29,1 g; B. 0,0315 g; C. 165 g]

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

15 Calcola la massa d’acqua prodotta dal metabolismo di 73,4 g di glucosio (C6h12o6), secondo la reazione (non bilanciata): C6h12o6 + o2 → Co2 + h2o

[44,0 g]

16 qual è la massa di glucosio che deve essere metabolizzata per produrre 190,0 g d’acqua? la reazione è quella dell’esercizio precedente.

[317 g]

17 Considera la reazione tra idrogeno e ossigeno che porta alla

formazione dell’acqua. scrivi e bilancia la reazione e calcola quanta acqua si produce facendo reagire 30,0 g di idrogeno. [268 g]

18 l’urea [(nh2)2Co] è un sottoprodotto del metabolismo del

nostro organismo. Prodotta nel fegato, eliminata attraverso le urine, può essere sintetizzata in laboratorio a partire da ammoniaca e diossido di carbonio. un secondo prodotto di reazione, oltre all’urea, è l’acqua. A scrivi e bilancia la reazione. B Calcola la quantità di urea prodotta a partire da 7,30 mol di ammoniaca. C Calcola la quantità di diossido di carbonio necessaria per far reagire completamente 7,30 mol di ammoniaca. [B. 219 g; C. 161 g]

19 il ferro metallico reagisce con il cloro gassoso per formare

il cloruro ferrico. scrivi e bilancia la reazione e poi calcola: A la massa di cloruro ferrico prodotta da 55,0 g di cloro gassoso. B la massa di ferro necessaria per far reagire completamente i 55,0 g di cloro gassoso. [A. 83,9 g; B. 28,9 g]

20 uno dei metodi per produrre idrogeno sfrutta la seguente reazione:

24 il cicloesanolo (C6h11oh), se scaldato con acido solforico e fosforico, si trasforma in cicloesene (C6h10), secondo la reazione: C6h11oh (l) → C6h10 (l) + h2o (l) se la resa percentuale della trasformazione è 85,0%, quanto cicloesanolo devi pesare per ottenere 37,0 g di cicloesene? [53,1 g]

25 il tricloruro di fosforo (PCl3) è usato nei pesticidi ed è preparato attraverso la reazione: P4 (s) + Cl2 (g) → PCl3 (l) A Bilancia la reazione. B Calcola la massa di PCl3 ottenuta facendo reagire 375,0 g di P4 e 969,0 g di Cl2. C Calcola la resa percentuale della reazione sapendo che ottieni 975,0 g di PCl3. [B. 1,25 · 103 g; C. 78,0%]

26 quando il magnesio metallico reagisce con l’acido cloridrico

sviluppa idrogeno gassoso e cloruro di magnesio. scrivi e bilancia la reazione. Calcola inoltre la massa di idrogeno e cloruro di magnesio, quando si fanno reagire completamente 20,0 g di magnesio utilizzando un eccesso di acido cloridrico. [m(h2) = 1,66 g; m(mgCl2) = 78,4 g]

27 l’alluminio, reagendo con l’ossigeno, forma il corrispondente

ossido, triossido di dialluminio. scrivi e bilancia la reazione e poi calcola le moli dei reagenti necessarie per ottenere 500,0 g di ossido. [n(o2) = 7,356 mol; n(al) = 9,808 mol]

28 alcune pastiglie per il mal di testa

contengono bicarbonato di sodio (nahCo3) e acido citrico (h3C6H₅O₇). disciolte in acqua, sviluppano diossido di carbonio, secondo la reazione: nahCo3 (aq) + h3C6h5o7 (aq) → → Co2 (g) + h2o (l) + na3C6h5o7 (aq)

3Fe (s) + 4h2o (g) → Fe3o4 (s) + 4h2 (g) A quanti grammi di idrogeno sono prodotti da 50,7 g di ferro? B quanti grammi d’acqua sono necessari per trasformare completamente 103,8 g di ferro? C quanti grammi di Fe3o4 si ottengono quando sono prodotti 98,2 g di idrogeno? [A. 2,44 g; B. 44,64 g; C. 2,82 · 103 g]

21 in laboratorio aggiungi 25,00 ml di K2Cro4 0,300 m a un eccesso di agno3 (aq). Calcola la massa di ag2Cro4 che precipita al termine della reazione: K2Cro4 (s) + 2agno3 (aq) → ag2Cro4 + 2Kno3 [2,488 g]

22 la reazione di combustione del butano (C4h10) con ossigeno

(o2) produce diossido di carbonio e acqua. sapendo che dalla reazione si ottengono 1300 g di Co2, calcola la massa di butano che ha preso parte alla reazione. [429,1 g]

23 la formaldeide (Ch2o) si ottiene dal metanolo, secondo la reazione:

Ch3oh (g) → Ch2o (g) + h2 (g) al termine della trasformazione, alla temperatura di 25,0 °C, ottieni 3,75 ml di idrogeno, che esercitano una pressione di 0,50 atm. Calcola: A la massa di metanolo coinvolta nella trasformazione; B la resa percentuale della reazione, sapendo che la massa di formaldeide prodotta è 1,95 · 10−3 g. [A. 0,00245 g; B. 84,8%]

in una pastiglia, ci sono (circa) 1700 mg di bicarbonato di sodio e 1000 mg di acido citrico. A Bilancia la reazione. B determina il reagente limitante, se presente. C Calcola quanto diossido di carbonio si sviluppa. [C. 0,6879 g]

29 la reazione tra nitrato di argento e solfuro di sodio forma

solfuro di argento e nitrato di sodio. A scrivi e bilancia la reazione. B Calcola la massa di solfuro di sodio che reagisce completamente con 30,0 ml di una soluzione 0,200 m di nitrato di argento. C Calcola la massa di solfuro di argento che ottieni. [B. 0,234 g; C. 0,743 g]

30 l’idrossido di calcio reagisce con l’acido cloridrico e forma

cloruro di calcio e acqua. A scrivi e bilancia la reazione. B Calcola la massa di idrossido di calcio che reagisce con 550 ml di una soluzione di acido cloridrico 0,700 m. C Calcola la massa in kilogrammi di idrossido di calcio necessaria per reagire con 700 l di una soluzione di acido cloridrico al 25,0% m/m, sapendo che la densità della soluzione è 1,12 g/ml. [B. 14,3 g; C. 199 kg]

273

31 si fanno reagire 48,46 g di ferro (nella foto, a sinistra) con

48,46 g di ossigeno. la reazione porta al triossido di diferro (nella foto, a destra). quanto prodotto si forma?

39 Classifica le seguenti reazioni. Reazione

Classificazione

KClo4 (s) → KCl (s) + o2 (g) 2na + Cl2 → 2naCl h2 (g) + Cuo (s) → h2o (g) + Cu (s) 2hno3 + Cao → Ca(no3)2 + h2o

40 Completa, bilancia e classifica le seguenti reazioni.

[69,11 g]

32 Considera la seguente reazione, scritta in forma ionica e già bilanciata:

2Cr3+ + 3s2o82− + 7h2o → Cr2o72− + 6so42− + 14h+ determina il reagente limitante sapendo che le quantità iniziali di tutti i reagenti corrispondono a 0,140 mol.

33 71,52 g di ossido di calcio reagiscono con 176,64 g di acqua,

per formare l’idrossido di calcio. scrivi e bilancia la reazione e determina: A il reagente limitante; B la massa di sostanza in eccesso; C la resa teorica; D la resa percentuale, sapendo che quella effettiva è 91,32 g. [B. 153,7 g; C. 94,48 g; D. 96,63%]

34 si fanno reagire 6,048 g di idrogeno con 96,21 g di zolfo e si ottengono 91,62 g di solfuro di diidrogeno. A scrivi e bilancia la reazione. B Calcola la resa percentuale della reazione.

[89,56%]

35 si fanno reagire 47,02 g di acido diossonitrico (iii) con 56,11 g di idrossido di sodio e si ottengono 78,34 g di sale. la reazione è: hno2 + Koh → Kno2 + h2o Bilancia la reazione e calcola la resa percentuale di sale. [92,05%]

2 I diversi tipi di reazioni chimiche 36 nelle reazioni di sintesi: A B C D

un reagente si trasforma in due prodotti. due reagenti si trasformano in un prodotto. si sviluppa sempre del calore. reagiscono solo elementi allo stato solido.

37 in una reazione di decomposizione: A B C D

un reagente si trasforma in due prodotti. due reagenti si trasformano in un prodotto. si sviluppa sempre del gas. reagiscono solo elementi allo stato liquido.

38 indica l’affermazione errata. A in una reazione di scambio semplice un elemento sposta due elementi da un loro composto e li sostituisce. B in una reazione di scambio semplice un elemento sposta un altro elemento da un suo composto e lo sostituisce.

274

A B C D

agno3 + naCl → ................................ ................................ → Fe + o2 agno3 + hCl → ................................... ................................ → lih

.................................................. .................................................. .................................................. ..................................................

41 scrivi la reazione ionica completa e ionica netta per le seguenti coppie di sostanze: A KCl + agno3: .................................................................... B CaCl2 + nano3: ....................................................................

42 scrivi l’equazione di dissociazione del triidrossido di cromo in acqua.

43 scrivi la reazione di dissociazione del solfato di ferro (iii) in acqua.

44 scrivi le reazioni in forma ionica e prevedi l’eventuale

presenza di precipitato. A Carbonato di calcio e acido cloridrico → ................................... B Cloruro di bario e solfato di potassio → ................................... C Cloruro di sodio e nitrato di potassio → ...................................

45 in soluzione acquosa avviene la reazione tra il triossonitrato (V) di argento e il cloruro di magnesio. scrivi la reazione in forma ionica completa e netta, individuando gli ioni spettatori.

46 1,4 · 10−3 g di idrossido di magnesio sono sciolti in 500 ml di

soluzione. scrivi la reazione di dissociazione e calcola la concentrazione molare dei rispettivi ioni in soluzione. [[mg2+] = 4,80 · 10−5 mol/l; [oh−] = 9,60 · 10−5 mol/l]

47 500 kg di tetraossoclorato (Vii) di potassio si trasformano in

cloruro di potassio e ossigeno. A scrivi, bilancia e classifica la trasformazione. B Calcola la massa dei prodotti di reazione. C al termine della trasformazione scopri che i 500 kg hanno sviluppato 81,0 m3 di ossigeno. qual è la pressione esercitata dal gas a 273,15 K? [B. m(o2) = 2,31 · 105 g; m(KCl) = 2,69 · 105 g; C. 2,00 atm]

48 7,52 g di nitrato di ammonio solido si dissociano in ossido di

diazoto e acqua, sostanze entrambe allo stato gassoso. A scrivi, bilancia e classifica la reazione. B Calcola il volume di gas prodotto alla pressione di 1,50 atm e alla temperatura di 473 K. [7,30 l]

49 Considera la reazione: KClo3 → KCl + o2 al termine della trasformazione ottieni 288,0 g di ossigeno. A Classifica e bilancia la reazione. B Calcola la massa di clorato di potassio messa a reagire, sapendo che la resa è dell’85%. [B. 866 g]

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

50 286,1 g di ossido di calcio reagiscono con 706,6 g di acqua,

per formare l’idrossido di calcio. A scrivi e bilancia la reazione. B Classifica la reazione. C determina il reagente limitante. D Calcola la massa di reagente che ha preso parte alla reazione, la massa in eccesso e la resa percentuale sapendo che quella effettiva è 370,3 g. [D. m(h2o)reagita = 91,94 g; m(h2o)eccesso = 614,7 g; 97,94%]

51 l’ossido di calcio (calce viva) e il diossido di carbonio si

ottengono direttamente dal carbonato di calcio a temperature superiori a 450 °C. A scrivi, bilancia e classifica la reazione. B Calcola il volume di diossido di carbonio a 450,0 °C e 1,00 atm, sapendo che sono stati prodotti 2300 kg di calce viva. [2,43 · 106 l]

52 una fabbrica di giocattoli deve produrre 50 000 fialette da

20,0 ml ciascuna di gas puzzolente, l’acido solfidrico. decidi di far reagire solfuro ferroso con acido cloridrico, così da ottenere acido solfidrico e cloruro ferroso. A scrivi, bilancia e classifica la reazione. B Calcola la massa di solfuro ferroso necessaria per l’intera produzione, sapendo che si opera a 1,00 atm e a 0,0 °C. [B. 3,92 kg]

53 una lega 30%mg-70%al in massa è usata per la costruzione degli aerei. A Completa, classifica e bilancia le due reazioni: • al (s) + hCl (aq) → .............................................. • mg (s) + 2hCl (aq) → ..............................................

B Calcola la massa di idrogeno prodotta quando reagiscono 3,50 g di lega mg-al con un eccesso di acido cloridrico. [B. 0,362 g]

COMPETENZE 54 ARGOMENTA E CALCOLA l’etano (C2h6) brucia con

l’ossigeno e sviluppa diossido di carbonio e acqua. al termine della reazione, il diossido di carbonio è assorbito da una certa quantità di idrossido di bario, in modo da produrre carbonato di bario e acqua. a. scrivi e bilancia la reazione tra etano e ossigeno. b. scrivi e bilancia la reazione tra diossido di carbonio e idrossido di bario. c. quanto etano brucia se, al termine dell’intero processo, ottieni 7,50 g di carbonato di bario? d. leggi la seguente affermazione: «le molecole d’acqua e di diossido di carbonio hanno 3 atomi. questa caratteristica è alla base di alcune proprietà comuni, quali: geometria molecolare, angoli di legame, momento dipolare». si tratta di un’affermazione corretta? motiva la risposta. e. se la solubilità in acqua del carbonato di bario, a 20 °C, è 0,0200 g/l, quanta acqua devi usare per portare in soluzione i 7,50 g? f. in laboratorio il carbonato di bario si sintetizza dal cloruro di bario e dal carbonato di sodio. scrivi, bilancia e classifica la reazione e poi scrivi in forma ionica completa e netta la precedente trasformazione individuando gli ioni spettatori. [c. 0,571 g; f. 375 l]

56 ARGOMENTA osserva l’immagine e rispondi alle domande. +

→

+

a. si tratta di una reazione chimica o fisica? motiva la risposta. b. il grigio rappresenta il carbonio; il bianco, l’idrogeno; il rosso, l’ossigeno. sapresti scrivere attraverso le formule la reazione rappresentata nell’immagine? È una reazione irreversibile oppure reversibile? c. la reazione è o non è bilanciata? Perché è fondamentale bilanciare una reazione chimica? d. nei problemi stechiometrici, le relazioni quantitative secondo cui i reagenti e i prodotti partecipano a una reazione chimica, sono espresse in funzione: A della massa. B delle moli. C del numero di particelle. D del numero di protoni.

57 CALCOLA il gesso della lavagna è un miscuglio di carbonato e solfato di calcio, con tracce trascurabili di diossido di silicio.

55 CALCOLA E ARGOMENTA una miscela usata come

propellente per i lanci missilistici era formata da idrazina (n2h4) e tetraossido di diazoto. le due sostanze innescano la reazione per semplice contatto e producono azoto gassoso e vapore acqueo. a. scrivi e bilancia la reazione. b. Calcola quanto azoto si sviluppa se si mescolano 150,0 g di idrazina con 300,0 g di tetraossido di diazoto. c. Considera solo l’idrazina e: • scrivi la configurazione elettronica dell’azoto e dell’idrogeno; • rappresenta le formule di lewis dei due elementi; • disegna la molecola. [b. 196,6 g]

a. scrivi la formula del carbonato di calcio, del solfato di calcio e del diossido di silicio. b. dei due sali, solo il carbonato di calcio reagisce con l’acido cloridrico diluito per dare diossido di carbonio, cloruro di calcio e acqua. scrivi, bilancia la reazione e calcola la percentuale in massa di carbonato di calcio se un campione di gesso di 9,84 g sviluppa 2,94 g di diossido di carbonio. c. ipotizza di intrappolare il diossido di carbonio sviluppato in un recipiente del volume di 1000,0 cm3. Calcola la pressione esercitata dal gas a 273,15 K. [b. 68,0%; c. 1,50 atm]

275

58 CALCOLA E ARGOMENTA il fosfuro di calcio (Ca3P2) e

l’acqua reagiscono formando idrossido di calcio e fosfina (Ph3). in laboratorio si combinano 225,0 g di Ca3P2 con 125,0 g di acqua. a. scrivi e bilancia la reazione. b. quanta fosfina è prodotta? c. se presente, quanta massa di reagente in eccesso non prende parte alla reazione? d. qual è la geometria molecolare della fosfina? [b. 78,58 g; c. 14,4 g]

61 ARGOMENTA E CALCOLA osserva la molecola dell’isottano e scrivi la formula molecolare del composto (il grigio è il carbonio, il bianco è l’idrogeno).

59 CALCOLA Completa e bilancia la reazione tra l’acido nitrico e l’ossido di calcio:

hno3 + Cao → ..................................... a. Calcola la massa di acido che deve reagire con 188,68 g di ossido di calcio. b. Calcola la massa teorica dei prodotti. c. Verifica se il risultato che hai ottenuto soddisfa la legge di lavoisier. [a. 424 g; b. m(Ca(no3)2) = 552,0 g; m(h2o) = 60,61 g]

60 CALCOLA E ARGOMENTA in media una persona in tutta la

vita utilizza (circa) 800,0 kg di rame, tra monete, fili conduttori dell’elettricità, tubature ecc. il rame si ottiene da diversi minerali, per esempio, dalla calcocite, il comune solfuro di rame (i). il processo estrattivo è caratterizzato da più passaggi. Consideriamo solo i primi: il minerale è dapprima macinato e poi arrostito, cioè scaldato ad alte temperature in presenza di ossigeno gassoso. la reazione forma ossido di rame (i) e diossido di zolfo gassoso. a. scrivi e bilancia la reazione. b. Calcola le moli di ossigeno necessarie per arrostire 10,0 mol di solfuro di rame (i). c. di quale tipo di reazione si tratta? d. Calcola le moli di ossido di rame (i) che si formano facendo reagire 10,0 mol di solfuro di rame (i) con 10,0 mol di ossigeno gassoso. e. quando si afferma: … la calcocite è macinata e poi arrostita, cioè scaldata ad alte temperature in presenza di ossigeno gassoso. La reazione forma ossido di rame (I) e diossido di zolfo gassoso…, si parla esclusivamente di reazioni chimiche? [b. 15,0 mol; d. 6,67 mol]

C…h… b. Considera le informazioni presenti in tabella e calcola il numero di moli e di molecole di isottano presenti in 500 ml e le percentuali di C e h presenti. MM (g/mol)

d (g/cm3)

114,26

0,690

c. ipotizziamo di bruciare tutta la massa di isottano a disposizione: quanto diossido di carbonio produrremmo? Prima di effettuare i calcoli, scrivi e bilancia la reazione. [b. n = 3,02 mol; Np = 1,82 · 1024 molecole; %(C) = 84,11%; %(h) = 15,88%; c. m(Co2) = 1063 g]

62 ARGOMENTA in un becher si mettono a reagire del

triossonitrato (V) di argento e del cloruro di calcio. a. scrivi e bilancia la reazione. b. scrivi la reazione in forma ionica netta e individua gli ioni spettatori. quale prodotto precipita?

63 ARGOMENTA E CALCOLA in un recipiente da laboratorio si mettono 40,0 mol di solfato di potassio e 32,0 mol di cloruro di calcio. a. Completa la reazione e bilanciala: K2so4 + CaCl2 → ..................................... b. c. d. e.

di che tipo di reazione si tratta? qual è il reagente limitante? Calcola la massa in eccesso di solfato di potassio. qual è la reazione ionica netta? [d. 1,4 · 103 g]

64 ARGOMENTA Per produrre industrialmente l’acido solforico si procede in questo modo: 1. si brucia lo zolfo con un eccesso d’aria e si ottiene anidride solforosa; 2. l’anidride solforosa reagisce con l’ossigeno gassoso ed è trasformata in anidride solforica. questa reazione avviene ad alte temperature e in presenza del pentaossido di divanadio, una sostanza che favorisce la trasformazione; 3. l’anidride solforica è idratata ad acido solforico. a. Completa la tabella inserendo le informazioni mancanti. Nome tradizionale

IUPAC

n.o. (S)

Classe di composti

acido solforico anidride solforosa anidride solforica b. scrivi e bilancia le reazioni che portano alla produzione dell’acido solforico. Classifica inoltre le reazioni: 1. ............................................................ reazione di ............................................................ 2. ............................................................ reazione di ............................................................ 3. ............................................................ reazione di ............................................................ c. disegna la formula di struttura dell’acido solforico.

276

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

65 CALCOLA E ARGOMENTA il marmo è una roccia composta prevalentemente da carbonato di calcio. a contatto con l’acido cloridrico reagisce e sviluppa diossido di carbonio, cloruro di calcio e acqua.

67 ARGOMENTA E CALCOLA il ferro è il metallo più

abbondante della terra. nelle zone prossime alla crosta terrestre è raro trovarlo allo stato puro, mentre è diffuso in molti minerali: pirite (Fes2), ilmenite (Fetio3), ematite (Fe2o3), magnetite (Fe3o4), siderite (FeCo3) sono ricchi di questo prezioso elemento. Per separarlo dalle impurità è necessario applicare un processo di raffinazione. l’ematite, per esempio, reagisce con il monossido di carbonio per dare ferro e diossido di carbonio. a. Fes2, Fetio3, Fe2o3, Fe3o4, FeCo3 sono composti o elementi? motiva la risposta. qual è la differenza tra miscugli e composti? b. scrivi e bilancia la reazione tra ematite e monossido di carbonio. c. la trasformazione che coinvolge Fe2o3 con formazione di ferro e diossido di carbonio è una reazione chimica o fisica? motiva la risposta. d. Facendo reagire completamente 84,03 kg di Co con 71,68 kg di Fe2o3 si formano 44,01 kg di Co2. qual è la massa di ferro prodotta? motiva la risposta. e. il grafico rappresenta la percentuale di ferro nei minerali: pirite (Fes2), ematite (Fe2o3), magnetite (Fe3o4), ilmenite (Fetio3), siderite (FeCo3). in quale composto è presente più ferro?

a. scrivi e bilancia la reazione. b. qual è la natura della reazione considerata? c. qual è la resa percentuale di diossido di carbonio, se si fanno reagire 20,0 g di carbonato e si ottengono 7,30 g di Co2? d. rispetto alla resa teorica, calcola il volume di Co2 prodotto sapendo che: d (kg/m3)

V (m3)

1,9763 (0 °C) 1,8714 (15 °C) 1,8075 (25 °C)

[c. 83,0%]

60

66 ARGOMENTA E CALCOLA l’8 novembre del 1895, il fisico

50 Ferro (%)

tedesco Wilhelm röntgen scoprì l’esistenza dei raggi X. l’anno successivo nel regno unito era già in funzione il primo dipartimento di radiologia, in cui i raggi X erano usati per ottenere immagini di fratture e ferite d’arma da fuoco. di lunghezza d’onda compresa tra 10−7 e 10−9 cm, i raggi X attraversano il corpo e producono un’immagine che può essere impressa su una pellicola, la lastra. a. Che cosa si intende per lunghezza d’onda? b. qual è il valore di energia associato all’intervallo di lunghezza d’onda considerato? ricorda che la costante di Planck h vale 6,626 ∙ 10−34 J ∙ s. c. nelle radiografie, si usa il solfato di bario come mezzo di contrasto. una volta assunto assorbe parte dei raggi X e opacizza le aree colpite. la capacità del solfato di bario di attenuare i raggi X e di rendere più visibili le aree in cui si trova, è riconducibile al numero atomico del bario, che è più elevato rispetto a quello degli atomi presenti nei tessuti molli sottoposti a indagine radiologica. • Che cosa si intende per numero atomico? • scrivi la formula del solfato di bario e classifica il composto. • qual è il numero di ossidazione degli elementi presenti nel composto? • scrivi la reazione di dissociazione del solfato di bario. d. Per effettuare le analisi sono disponibili preparati da 400,0 g in polvere al 96,48% m/m in solfato di bario. Calcola la quantità di sale presente nei preparati. e. il solfato di bario solido non è assorbito dal nostro organismo ed è espulso con le feci, mentre gli ioni bario sono tossici per l’uomo. la solubilità del solfato di bario è però così bassa che la concentrazione risultante di ioni Ba2+ non è pericolosa per il paziente. ipotizza di far assumere 200,0 ml di una soluzione satura di solfato di bario, la cui solubilità a 25 ° C è 0,0024 g/l. quanto solfato di bario ingerirà il paziente? quanti ioni bario in grammi saranno presenti nell’organismo del paziente? [b. E1 = 2,0 · 10−17 J; E2 = 2,0 · 10−15 J; d. 386,0 g; e. m(Baso4) = 4,8 · 10−4 g; m(Ba2+) = 2,9 · 10−4 g]

40 30 20 10 0

0

A

B

C Minerali

D

E

[d. 111,7 kg]

68 ARGOMENTA E CALCOLA in un becher si fanno reagire

26,76 g di ossido di magnesio con 96,86 g d’acqua. il prodotto di reazione è l’idrossido di magnesio. a. scrivi e bilancia la reazione. b. determina il reagente limitante. c. Calcola la massa di idrossido prodotta. d. Verifica se la legge della conservazione della massa è rispettata. e. Calcola l’eventuale massa di reagente in eccesso. [c. 38,72 g; e. 84,91 g]

69 PROBLEM SOLVING l’acido acetilsalicilico (C9h8o4) è il

principio attivo dell’aspirina ed è usato soprattutto come antidolorifico. in laboratorio si sintetizza a partire dall’acido salicilico e dall’anidride acetica, secondo la reazione: C7h6o3 + C4h6o3 → C9h8o4 + C2h4 o2

ac. salicilico + anidride acetica → ac. acetilsalicilico + acido acetico sapendo che sono fatti reagire 209,6 g di acido salicilico con 221,8 g di anidride acetica, determina: a. il reagente limitante; b. la massa di acido acetilsalicilico; c. la resa percentuale, ipotizzando una produzione di acido acetilsalicilico di 211,2 g. [b. 273,4 g; c. 77,25%]

277

Proteggere, ripristinare e favorire un uso sostenibile dell’ecosistema terrestre 15.a Mobilitare e incrementare in maniera significativa le risorse economiche da ogni fonte per preservare e usare in maniera sostenibile la biodiversità e gli ecosistemi.

VIDEO

La primavera silenziosa Nel 1962 il New Yorker pubblica i primi capitoli di Silent Spring, la Primavera silenziosa, un saggio che descrive con dovizia di ricerche e analisi scientifiche i danni provocati dal DDT e dai fitofarmaci (cioè sostanze usate come farmaci per le piante) sull’ambiente e sugli esseri umani. Il DDT, para-diclorodifeniltricloroetano, è un composto organico la cui attività insetticida fu scoperta nel 1939 dal chimico svizzero Paul Hermann Muller, premio Nobel per la medicina nel 1948. Prodotto a basso costo, efficace e di limitata tossicità per l’uomo, il DDT fu utilizzato dall’Organizzazione Mondiale della Sanità per eliminare pidocchi, vettori del tifo, e zanzare, responsabili della malaria e della febbre gialla. È stato il primo pesticida moderno e senz’altro il più conosciuto, che, come denunciò Rachel Carson, biologa e zoologa, nonché autrice del libro, sarà causa: «di primavere silenziose dovute alla quiete nell’aria causata dalla morte di colonie intere di passeri e uccelli, sterminati dal DDT». In questi anni, la campagna denigratoria contro Rachel Carson è violenta e feroce; nonostante ciò, si presenta come testimone davanti alla commissione del Congresso e al comitato di esperti convocati dal presidente John F. Kennedy per accertare la validità delle sue affermazioni. Nel maggio del 1963 il rapporto finale le dà ragione. Nascono le leggi contro l’inquinamento, la fondazione dell’Agenzia per la protezione dell’ambiente (dall’Environmental Protection Agency, EPA) e l’Agenzia per la ricerca sugli oceani e l’atmosfera. La sensibilità per l’ambiente cambia e la chimica, necessariamente, deve rinnovarsi. Al posto del DDT iniziano a essere utilizzati biopesticidi, fitofarmaci definiti dall’EPA

come composti di sintesi derivati da molecole presenti in vegetali, animali, batteri e alcuni minerali. La classificazione dei biopesticidi è ampia e articolata, ma è possibile riconoscere alcune caratteristiche comuni che li rendono vantaggiosi rispetto ai pesticidi di sintesi: • ridotta tossicità nei confronti degli organismi che non rappresentano l’obiettivo dell’azione del fitofarmaco (elevata selettività); • ridotta persistenza nell’ambiente; • tossicità bassa o nulla per i mammiferi (assente in molti casi); • minori rischi per gli operatori legati al loro utilizzo; • minor rischio di sviluppo di resistenze. Nel grafico è possibile osservare un confronto tra le vendite (in milioni di dollari) dei biopesticidi e dei pesticidi di sintesi nel periodo compreso tra 2003 e il 2010: per i primi è stato registrato un aumento, per i secondi si è evidenziata una diminuzione.

30000 27144

LO SAPETE CHE…?

26600

26076

Vendite (milioni di dollari)

24206

biopesticidi

25000

pesticidi sintetici andamento vendite biopesticidi andamento vendite pesticidi sintetici

20000 15000 10000 5000 0

468

2003

672

562

2004

2005

1075

2010

Anni

fonte: https://agriregionieuropa.univpm.it

278

• …. il ddt ha salvato la vita a circa 5 milioni di persone e, grazie a questa molecola, oggi non dobbiamo più temere, almeno nei Paesi europei, la malaria e il tifo. • … i biopesticidi comprendono prodotti naturali, feromoni, geni, insetti predatori e sostanze derivate da prodotti naturali, anche se, ancora oggi, non esiste una definizione e una classificazione condivisa da tutti i Paesi per il termine biopesticida. • … la RNA interference (rnai) è un meccanismo mediante il quale alcuni frammenti di rna sono in grado di interferire (e spegnere) l’espressione genica, cioè la sintesi delle proteine. Grazie a questa proprietà, i biopesticidi rnai silenziano i parassiti pur essendo ecosostenibili.

9 CalColare la quantità delle sostanze: la steChiometria

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 se nella reazione 3no2 + h2o → 2hno3 + no si formano 3,60 mol di no, allora nella stessa reazione: A si formano anche 3,60 mol di hno3. B si consumano 1,80 mol di h2o. C si formano anche 7,20 mol di hno3. D si consumano 3,60 mol di no2.

2 individua la reazione di sintesi. A B C D

2mg + o2 → 2mgo 3Feo + 2al → al2o3 + 3Fe 2h2o2 → h2o + o2 h2so4 + 2Koh → K2so4 + 2h2o

3 individua la reazione di decomposizione: A B C D

metallo + ossigeno → ossido basico non metallo + ossigeno → ossido acido metallo + non metallo → sale binario ossido basico → metallo + ossigeno

4 la reazione fra un acido e una base dà come prodotti: A diossido di carbonio e un sale ed è chiamata reazione di neutralizzazione. B acqua e un sale ed è chiamata reazione di neutralizzazione. C acqua e un idrossido ed è chiamata reazione di neutralizzazione. D acqua e un sale ed è chiamata reazione di precipitazione.

5 in una reazione in soluzione, in cui i reagenti e i prodotti

sono scritti nella forma in cui sono effettivamente presenti nella soluzione, è detta equazione: A ionica incompleta. C ionica completa. B chimica redox. D ionica parziale.

6 in una equazione bilanciata il numero di atomi di ciascun elemento: A è uguale nei reagenti e nei prodotti. B è diverso nei reagenti e nei prodotti. C non deve necessariamente essere uguale nei reagenti e nei prodotti. D è uguale solo nei prodotti.

7 la resa percentuale di una reazione è data dalla relazione: A B C D

r(%) = (resa effettiva/resa teorica) / 100 r(%) = (resa teorica/resa effettiva) · 100 r(%) = (resa effettiva/resa teorica) · 100 r(%) = (resa effettiva/resa teorica)

8 aB + Cd → CB + ad è una reazione di: A decomposizione. B sintesi.

C scambio semplice. D scambio doppio.

9 i coefficienti stechiometrici vanno collocati: A davanti alla formula di elementi e/o composti o all’interno della formula, in ogni caso non si modifica la composizione della sostanza. B davanti alla formula di elementi e/o composti, mai all’interno o in basso a destra, perché così si modifica la composizione della sostanza. C davanti alla formula di elementi e/o composti e all’interno della formula, in ogni caso non si modifica la composizione della sostanza. D mai davanti alla formula di elementi e/o composti, sempre all’interno della formula.

10 Considera la reazione 4na + o2 → 2na2o

VERIFICA INTERATTIVA

e indica l’affermazione corretta. A 2 mol di sodio reagiscono con 4 mol di ossigeno e formano 2 mol di ossido di disodio. B 4 mol di sodio reagiscono con 1 mol di ossigeno e formano 2 mol di ossido di disodio. C 2 mol di ossido di disodio formano 1 mol di ossigeno e 4 mol di sodio. D 4 grammi di sodio reagiscono con 1 grammo di ossigeno che producono 1 grammo di ossido di disodio.

11 indica la relazione corretta: A B C D

resa effettiva ≤ resa teorica resa effettiva > resa teorica resa effettiva ≥ resa teorica resa effettiva = resa teorica

12 indica quali sono i coefficienti che bilanciano la reazione: 3Ca(oh)2 + 2h3Po4 → Ca3(Po4)2 + 6h2o A 3-2-6-1 B 3-1-2-6 C 3-2-1-6

D 1-6-3-2

13 quali sono gli ioni spettatori nella reazione: ag+ (aq) + no3− (aq) + na+ (aq) + Cl− (aq) → agCl (s) + + no3− (aq) + na+ (aq) A ag+ (aq) e no3− (aq) C Cl− (aq) e no3− (aq) + − B ag (aq) e Cl (aq) D na+ (aq) e no3− (aq)

14 in una reazione chimica: A i legami dei prodotti si rompono, mentre quelli dei reagenti si formano. B i legami dei reagenti si rompono, mentre quelli dei prodotti si formano. C i legami dei prodotti si rompono e sono sempre in numero maggiore rispetto a quelli dei reagenti. D i legami dei reagenti si formano e sono sempre in numero maggiore rispetto a quelli dei prodotti.

15 si forma un solo prodotto nelle reazioni di: A decomposizione. B scambio.

C doppio scambio. D sintesi.

16 il reagente limitante si calcola: A dividendo le moli date dal problema per il coefficiente stechiometrico della reazione. B moltiplicando le moli date dal problema per il coefficiente stechiometrico della reazione. C dividendo la massa data dal problema per il coefficiente stechiometrico della reazione. D moltiplicando la massa data dal problema per il coefficiente stechiometrico della reazione.

17 quale reazione non è bilanciata correttamente? A B C D

4al (s) + 3o2 (g) → 2al2o3 (s) 8al (s) + 6o2 (g) → 4al2o3 (s) 3al (s) + 4o2 (g) → 3al2o3 (s) 2al (s) + 3/2o2 (g) → al2o3 (s)

18 nelle reazioni di neutralizzazione si forma sempre: A acqua. B ossigeno.

C idrogeno. D acqua ossigenata.

19 K2so4 + CaCl2 → Caso4 + 2KCl è una reazione di: A decomposizione. B scambio.

C scambio doppio. D sintesi.

279

CAPITOLO

termodinamica 10 La nelle reazioni chimiche CONTENUTI

1 Le reazioni e l’energia 2 Il primo principio della termodinamica 3 Energia interna, calore e lavoro: l’entalpia 4 Il secondo principio della termodinamica 5 L’energia libera di Gibbs IN DIGITALE Schede di laboratorio Termochimica

1

Le reazioni e l’energia

Finora abbiamo cercato di descrivere il comportamento della materia attraverso i modelli e le leggi che caratterizzano la chimica. Conosciamo, per esempio, le differenze tra una trasformazione fisica e una trasformazione chimica; ora, però, vogliamo rispondere ad alcune semplici domande: perché avviene una reazione chimica? Perché alcune trasformazioni chimiche procedono spontaneamente verso i prodotti e altre no? Si potrebbe rispondere semplicemente dicendo che le sostanze reagiscono tra loro perché hanno una certa “affinità” chimica reciproca. Questa risposta, però, non è sufficiente per descrivere e spiegare la vasta gamma di trasformazioni che conosciamo. Ogni trasformazione chimica comporta uno scambio di energia (per formare e rompere i legami chimici), dunque, quando studiamo le reazioni, dobbiamo necessariamente considerare l’energia in gioco. La termodinamica chimica (o termochimica) si occupa degli scambi di energia associati alle reazioni e ci permette di capire in che modo i fattori energetici influenzano la spontaneità dei processi. La termodinamica chimica si occupa dei trasferimenti di energia che si verificano durante le reazioni chimiche.

280

ENGLISH

termodinamica chimica chemical thermodynamics

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

I sistemi e l’ambiente La termodinamica studia e descrive i sistemi termodinamici, formati da moltissime particelle (atomi, molecole, ioni ecc.): l’attenzione non è concentrata sulle singole particelle che reagiscono, come abbiamo fatto nel caso delle trasformazioni chimiche, ma sul comportamento delle particelle nel loro insieme, e quindi sulle proprietà macroscopiche a cui esse danno origine. Per studiare i fenomeni termochimici è utile fare riferimento a due entità: il sistema e l’ambiente. ENGLISH

Il sistema è la porzione di materia che partecipa alla reazione; l’ambiente è tutto ciò che circonda il sistema.

• sistema system • ambiente surroundings

Ricordiamo che, a seconda delle condizioni, un sistema può essere: • aperto, quando può scambiare sia materia sia energia con l’ambiente (Figura 1a); • chiuso, quando può scambiare solo energia e non materia con l’ambiente (Figura 1b); • isolato, quando non scambia né energia né materia con l’ambiente (Figura 1c).

↓ Figura 1

b c ambiente

a

materia

sistema

energia

materia

ambiente

ambiente

sistema

sistema

energia

non scambia né materia né energia

Ogni sistema termodinamico può essere descritto basandosi su proprietà misurabili, come temperatura e pressione, che sono il risultato macroscopico di un numero enorme di fenomeni microscopici. La temperatura, per esempio, è correlata alla velocità delle particelle del sistema, mentre la pressione di un gas racchiuso in un recipiente è l’effetto macroscopico degli urti delle sue particelle sulle pareti interne del recipiente. Queste proprietà macroscopiche misurabili descrivono lo stato termodinamico del sistema e i loro valori lo definiscono. Così come la posizione di un corpo in quiete è data dalle tre coordinate dello spazio (x, y e z), lo stato termodinamico di una mole di gas è descritto da tre grandezze: pressione (p), temperatura assoluta (T) e volume (V ). Le variabili p, T e V sono dette variabili (o funzioni) di stato e hanno un’importante caratteristica: dipendono esclusivamente dalle condizioni iniziali e finali del sistema. La loro variazione da uno stato “iniziale” a uno “finale” non dipende dagli stati intermedi assunti dalla variabile e quindi non dipende dal percorso che il sistema ha seguito per passare dalle condizioni iniziali a quelle finali. Come vedremo, p, T e V non saranno le uniche funzioni di stato che incontreremo: dovremo infatti imparare a operare anche con l’energia interna (E), l’entalpia (H), l’entropia (S) e l’energia libera di Gibbs (G). In una reazione chimica, quale energia è utilizzata e trasferita quando si passa dai reagenti ai prodotti? Gli atomi e le molecole che prendono parte a una trasformazione chimica possiedono energia cinetica e potenziale. L’energia cinetica (Ec) è legata al moto di ogni singola particella. Nel caso di una molecola, l’energia cinetica a una data temperatura è data dalla somma di tre contributi: energia traslazionale, rotazionale e vibrazionale.

281

L’energia traslazionale è associata allo spostamento della molecola nello spazio (Figura 2a); l’energia rotazionale è associata alla rotazione della molecola attorno al proprio baricentro (Figura 2b); l’energia vibrazionale è associata all’oscillazione degli atomi che costituiscono la molecola attorno a una posizione d’equilibrio (che corrisponde alla distanza di legame, Figura 2c).

traslazione

a

rotazione

b

vibrazione

Quanto più alta è la temperatura, tanto più velocemente si muovono le particelle e tanto maggiore è la loro energia cinetica. La temperatura dei corpi è una misura dell’energia cinetica media delle particelle che li costituiscono, per questo si parla di energia termica. L’energia potenziale (Ep) è l’energia immagazzinata nei legami di una molecola, sia quelli tra gli atomi che la formano sia quelli intermolecolari. Questa energia è anche detta energia chimica. Valori elevati di energia chimica indicano legami deboli, instabili, mentre valori bassi individuano legami forti, molto stabili.

c

↑ Figura 2

Energia interna La somma dell’energia cinetica (Ec) e potenziale (Ep) di tutte le particelle di un sistema costituisce l’energia interna (E) del sistema. L’energia interna è una funzione di stato.

E = Ec + E p L’energia interna di un sistema è correlata al numero di particelle che fanno parte del sistema, perciò è una proprietà estensiva della materia. Inoltre, l’energia interna E, durante una reazione chimica, cambia perché varia il contenuto energetico dei reagenti e dei prodotti. Nelle valutazioni termodinamiche ciò che interessa non è il valore assoluto dell’energia interna, ma la sua variazione, che indichiamo con il simbolo ∆E; essa accompagna una trasformazione del sistema, che può essere dovuta a un lavoro o a un trasferimento di calore: • il lavoro può essere di tipo meccanico, come quello compiuto da un gas che si espande e solleva il pistone mobile in un cilindro, oppure di tipo elettrico, come quello prodotto dalla reazione chimica che fa funzionare una pila; • il calore si manifesta quando due corpi a temperatura diversa sono posti a contatto: è l’energia che si trasferisce dal corpo più caldo al corpo più freddo. Quando i due corpi a contatto hanno raggiunto la stessa temperatura (equilibrio termico), il trasferimento di calore cessa. Dato che l’energia interna è una funzione di stato, ∆E dipende solo dallo stato iniziale e finale del sistema, non dal modo in cui l’energia è trasferita. Nel caso di una reazione chimica, ∆E corrisponde alla differenza tra l’energia interna dei prodotti (stato finale) e l’energia interna dei reagenti (stato iniziale): ∆E = Eprodotti − Ereagenti Sperimentalmente si può determinare l’energia scambiata tra il sistema e l’ambiente nel corso di una reazione chimica, e quindi conoscere la variazione di energia interna.

282

ENGLISH

energia interna internal energy

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Un sistema chiuso che cosa scambia con l’ambiente? e uno aperto? 2 Sapresti definire l’energia cinetica e potenziale di una molecola? 3 che cosa si intende per energia interna di un atomo o di una molecola?

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

2

Il primo principio della termodinamica

La termodinamica si occupa dei trasferimenti di energia che avvengono durante le trasformazioni; il primo principio della termodinamica afferma che l’energia si conserva, perciò è anche detto principio di conservazione dell’energia. Il primo principio della termodinamica afferma che l’energia di un sistema termodinamico non si crea né si distrugge, ma si trasforma, passando da una forma a un’altra.

ENGLISH

primo principio della termodinamica first law of thermodynamics

Durante una reazione chimica, l’energia interna del sistema si trasforma e si manifesta sotto forma di calore e di lavoro. Nei processi in cui la temperatura del sistema aumenta, cioè quando il sistema riceve calore dall’ambiente, l’energia interna aumenta; invece, in tutti i processi in cui il sistema effettua lavoro sull’ambiente l’energia interna diminuisce. Queste considerazioni ci consentono di esprimere il primo principio in una semplice forma algebrica: la variazione di energia interna (∆E) è uguale alla somma algebrica fra il calore scambiato (Q) e il lavoro effettuato (L):

Primo principio della termodinamica

∆E = Eprodotti − Ereagenti = Q + L Come abbiamo già studiato, per convenzione, si attribuisce valore positivo al calore quando passa dall’ambiente al sistema (e l’energia interna aumenta) e valore negativo in caso contrario. Al lavoro, invece, si attribuisce segno positivo quando l’ambiente compie lavoro sul sistema (e l’energia interna aumenta) e negativo in caso contrario. Riassumendo (Figura 3): • il calore è positivo (Q > 0) se è assorbito dal sistema, negativo (Q < 0) L 0) se è svolto sul sistema, negativo (L < 0) se è svolto dal sistema. sistema Q>0 Quindi il lavoro e il calore sono positivi se provocano un aumento dell’energia interna del sistema; sono negativi se provocano una diminuzione dell’energia interna del sistema. L>0 È importante sottolineare la sostanziale differenza tra lavoro e calore: il lavoro non subisce dispersioni e può essere convertito completamente in ↑ Figura 3 calore; invece il calore può essere in parte disperso nell’ambiente e, a causa di questa sua proprietà, non può essere convertito completamente in lavoro. Nei problemi termodinamici può essere utile calcolare il calore sviluppato in una reazione. Per effettuare questi calcoli possiamo usare, quando è necessario, la legge IN DIGITALE della calorimetria: Q = m · cS · ∆T dove: • Q è il calore; • m è la massa; • cS è il calore specifico; • T è la temperatura.

Q 0.

4 il calore può essere convertito completamente in lavoro? 5 enuncia il primo principio della termodinamica. 6 in quali casi il calore ha valore positivo? 7 Qual è la differenza tra reazioni esotermiche ed endotermiche?

Scienza per curiosi Etanolo da biomasse il bioetanolo è un alcol (etanolo) utilizzato come

carburante, ottenuto dalla fermentazione di materie prime rinnovabili (le biomasse). a differenza di carburanti come la benzina, non è un derivato del petrolio, quindi è una valida alternativa per i Paesi che non possiedono riserve naturali di combustibili fossili. Quando è bruciato, l’etanolo libera meno energia rispetto alla benzina, perciò bisogna utilizzarne di più per ottenere gli stessi risultati. inoltre è corrosivo e non ha potere lubrificante, per cui richiede motori costruiti con materiali più resistenti rispetto ai normali motori a benzina: oggi molti motori sono progettati per l’alimentazione parziale a bioetanolo. L’ossigeno presente nella molecola di etanolo migliora l’efficienza del motore e la combustione completa del carburante, riducendo l’emissione di inquinanti come il monossido di carbonio o il particolato nei gas di scarico. L’etanolo è utilizzato sia puro sia in miscela con la benzina, in proporzioni che arrivano all’85% di etanolo con un 15% di benzina (come indica la sigla e85). anche se è definito carburante “bio”, la sua produzione non è esente da problemi di inquinamento ambientale, legati principalmente ai processi di produzione e alla coltivazione delle piante da cui derivano le biomasse (utilizzo di acqua, fertilizzanti, pesticidi).

285

3

Energia interna, calore e lavoro: l’entalpia

Normalmente le trasformazioni chimiche e fisiche avvengono a pressione costante (quella atmosferica). Nei sistemi aperti e chiusi, la variazione di energia interna non dipende soltanto dal calore sviluppato o assorbito dalla reazione, ma anche dall’energia utilizzata per compiere lavoro; in genere, si tratta di lavoro di tipo meccanico, associato alla variazione di volume del sistema (p · ∆V). L’espressione del primo principio della termodinamica allora diventa: ∆E = Q + L = Qp − p · ∆V lavoro di espansione (∆V > 0) o di compressione (∆V < 0)

L’indice “p” indica che la trasformazione avviene a pressione costante. In questa relazione matematica è stato usato il segno meno per tenere conto del fatto che un lavoro effettuato dal sistema sull’ambiente impoverisce il sistema dal punto di vista energetico; mentre un lavoro effettuato dall’ambiente sul sistema lo arricchisce. Vediamo in dettaglio le due situazioni, prendendo in considerazione un recipiente con pistone mobile (Figura 7). 1. Quando il volume del sistema aumenta (Vfinale > Viniziale), la variazione in volume è maggiore di zero (∆V > 0). Il termine p · ∆V risulta quindi positivo. In questo caso, il sistema compie un lavoro sull’ambiente e perde energia. Il segno meno consente di evidenziare una diminuzione di energia interna rispetto alla condizione iniziale (Figura 7a). 2. Quando il volume del sistema diminuisce, cioè quando Vfinale < Viniziale, la variazione in volume è minore di zero (∆V < 0). Il termine p · ∆V risulta quindi negativo. In questo caso, il sistema subisce un lavoro e acquista energia. Il segno meno consente di evidenziare un incremento di energia interna rispetto alla condizione iniziale (Figura 7b). Da questa relazione possiamo ricavare il calore a pressione costante (Qp): Qp = ∆E + p · ∆V

a

Vfinale Viniziale

b

Vfinale Viniziale

da cui: Qp = (Efinale − Einiziale) + p · (Vfinale − Viniziale) = (Efinale + p · Vfinale) − (Einiziale + p · Viniziale) A questo punto, se poniamo:

↑ Figura 7

H=E+p·V otteniamo: Qp = Hfinale − Hiniziale = ∆H La funzione H è l’entalpia, una nuova grandezza che dipende sia dall’energia interna del sistema sia dal lavoro svolto dal sistema o sul sistema. L’entalpia è una funzione di stato.

Entalpia L’entalpia (H) è la quantità di calore (Qp) che il sistema scambia con l’ambiente durante una trasformazione che avviene a pressione costante.

H=E+p·V 286

ENGLISH

entalpia enthalpy

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

In una reazione chimica, in cui gli stati finali e iniziale sono, rispettivamente, i prodotti e i reagenti, vale la relazione: Qp = ∆H = Hprodotti − Hreagenti Possiamo fare una valutazione dell’entalpia dei reagenti e dei prodotti nelle reazioni esotermiche ed endotermiche riferendoci al seguente schema: reazioni esotermiche

reazioni endotermiche ambiente

ambiente reagenti

sistema

calore prodotti

sistema

reagenti

ΔH < 0 (esotermica)

prodotti calore

ΔH > 0 (endotermica)

il sistema cede calore all’ambiente

il sistema assorbe calore dall’ambiente

∆H < 0, cioè Hprodotti < Hreagenti

∆H > 0, cioè Hprodotti > Hreagenti

A differenza delle variazioni di energia interna (∆E), ∆H può essere misurato direttamente con un calorimetro.

IN DIGITALE

In più Il calorimetro

L’entalpia di formazione All’entalpia possono essere associati nomi diversi a seconda del processo a cui ci si riferisce: per esempio, l’entalpia di vaporizzazione si riferisce alla trasformazione di un liquido in aeriforme, l’entalpia di combustione si riferisce alla reazione di una sostanza con l’ossigeno, e così via. In particolare, l’entalpia di formazione (∆Hf) è la variazione di entalpia associata alla formazione di un composto a partire dagli elementi che lo costituiscono. Se ogni elemento è nel suo stato standard (cioè è puro alla pressione di 1 atm), si parla di entalpia standard di formazione (indicata con ∆H°f). L’entalpia standard di formazione (∆H°f ) è la variazione di entalpia associata alla formazione di una mole di sostanza a partire dagli elementi che la costituiscono, ognuno nel proprio stato standard.

ENGLISH

entalpia standard di formazione standard enthalpy change of formation

L’entalpia standard di formazione di HBr è −36,4 kJ/mol. Questo significa che quando si forma una mole di HBr, a partire dagli elementi nel loro stato standard (Br2 (g) e H2 (g)), si cedono all’ambiente 36,4 kJ sotto forma di calore; possiamo descrivere questi dati con una equazione termochimica: 1 1 __ Br2 (g) + __ H2 (g) → HBr (g) 2

Energia chimica

2

∆H°f = −36,4 kJ/mol

1 1 — Br2 (g) + — H2 (g) 2 2

HBr (g)

ΔH < 0 esotermica

In una equazione termochimica, oltre a reagenti e prodotti, è indicato anche il calore liberato o assorbito dalla reazione.

287

Fai attenzione! L’entalpia è una proprietà estensiva della materia; il valore di ∆H°f è proporzionale alla quantità di reagenti consumati nella reazione (e di prodotti formati). Se scriviamo l’equazione precedente con coefficienti interi (ottenuti moltiplicando i coefficienti di reagenti e prodotti per 2), il valore di ∆H°f raddoppia: Br2 (g) + H2 (g) → 2 HBr (g)

∆Hf = 2 · (−36,4 kJ) = −72,8 kJ

Moltiplicare per 2 significa, in realtà, moltiplicare per 2 mol, per questo il risultato del ∆Hf è espresso in kJ e non in kJ/mol. Dato che il valore −72,8 kJ non si riferisce a 1 mol di prodotto (come recita la definizione) non si può parlare di entalpia standard di formazione ∆H°f ma “solo” di entalpia di formazione ∆Hf. Per definizione, l’entalpia standard di formazione degli elementi nel loro standard è uguale a zero; nel nostro esempio, per Br2 (g) e per H2 (g), puri e alla pressione di 1 atm, ∆H°f è uguale a 0. La Tabella 1 riporta le entalpie standard di formazione (a 25 °C) riferite a una mole di alcuni composti. Le sostanze con valori molto bassi di ∆H°f sono molto stabili: il triossocarbonato (IV) di calcio (CaCO3) ha ∆H°f = −1207,1 kJ/mol, perciò è molto più stabile di HBr. Sostanza

∆H°f (kJ/mol)

Sostanza

al2o3 (s)

−1669,8

co (g)

−110,5

Beo (s)

−608,4

co2 (g)

−393,5

cao (s)

−635,5

hcl (g)

cacl2 (s)

−795,8

hcl (aq, 1 m)

−167,2

−1207,1

Fe2o3 (s)

−824,2

−986,2

hno3 (g)

−134,3

hno3 (aq, 1 m)

−206,6

caco3 (s, calcite) ca(oh)2 (s) c (s, diamante)

1,88

∆H°f (kJ/mol)

−92,30

ccl4 (l)

−139,3

h2o (g)

−241,82

ch4 (g)

−74,8

h2o (l)

−285,83

c2h6 (g)

−84,68

h2So4 (l)

−814,0

c3h8 (g)

−103,85

h2So4 (aq, 1 m)

−909,3

c2h2 (g)

226,77

naoh (s)

−425,6

Fai attenzione! Nelle equazioni termochimiche è importante specificare lo stato fisico di reagenti e prodotti. La Tabella 1, per esempio, riporta ∆H°f sia per l’acqua allo stato liquido sia per l’acqua allo stato di vapore.

PROBLEMA SVOLTO

1 Calcolare l’entalpia di formazione Calcola l’entalpia associata alla formazione di 55,0 g di cloruro di idrogeno gassoso, a partire dagli elementi nello stato standard. Per HCl (g), ∆H°f = −92,30 kJ/mol. RISOLVI

Dati ∆H°f [hcl (g)] = −92,30 kJ/mol m = 55,0 g

288

Incognite ∆Hf = ?

PER CAPIRE

La iUPac raccomanda di riferire le entalpie standard (e le altre grandezze termodinamiche che incontreremo nei prossimi paragrafi) alla pressione di 1 bar, che corrisponde a 105 Pa ed è leggermente inferiore a 1 atm. i valori riportati in questo libro fanno riferimento a 1 atm.

← Tabella 1 entalpia standard di formazione (a 25 °c) per una mole di alcune sostanze.

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

Per risolvere il problema: 1. scrivi e bilancia la reazione; 2. calcola le moli di cloruro di idrogeno (mm = 36,46 g/mol) corrispondenti a 55,0 g; 3. infine, determina l’entalpia per la formazione di queste moli di hcl.

Calcola 1. Scrivi e bilancia la reazione: 1 1 __ cl2 (g) + __ h2 (g) → hcl (g) 2

2

con i coefficienti frazionari nei reagenti, si ottiene 1 mol di HCl

2. calcola le moli di hcl: 55,0 g n = ___________ = 1,51 mol 36,46 g/mol 3. calcola la quantità di calore che si libera nella formazione di 1,51 mol di hcl (a pressione costante): ∆Hf = n · ∆H°f = 1,51 mol · (−92,30 kJ/mol) = −139 kJ La reazione libera 139 kJ sotto forma di calore.

FAI PRATICA

2 Calcola l’entalpia associata alla formazione di 5,000 kg di diossido di carbonio a partire dagli elementi nello stato standard, secondo la reazione: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) sapendo che per CO2 (g) ∆H°f = −393,5 kJ/mol.

[−4,470 · 104 kJ]

VIDEO TUTORIAL

L’entalpia di reazione Le entalpie standard di formazione consentono di calcolare la variazione di entalpia standard per una data reazione. L’entalpia standard di reazione (∆H°) è la variazione di entalpia associata a una reazione chimica condotta a pressione costante in condizioni standard. È uguale al calore che il sistema assorbe o cede durante la reazione.

ENGLISH

entalpia standard di reazione standard enthalpy change of reaction

La variazione di entalpia della reazione è calcolata in base alla seguente relazione:

Entalpia standard di reazione

∆H° = Σ∆H°f prodotti − Σ∆H°f reagenti La lettera greca Σ (sigma) indica una sommatoria, cioè la somma di tutte le entalpie di formazione standard di tutti i prodotti e/o di tutti i reagenti. Come l’entalpia standard di formazione, anche l’entalpia standard di reazione (∆H°) si esprime in kJ/mol. Nel calcolo della sommatoria, il valore di ∆H°f di ogni sostanza deve essere moltiplicato per il rispettivo coefficiente stechiometrico.

289

PROBLEMA SVOLTO

3 Calcolare l’entalpia di reazione Calcola l’entalpia della reazione di combustione completa del propano (C3H8), un idrocarburo, a partire dalle entalpie standard di formazione riportate nella Tabella 1. La reazione (da bilanciare) è: C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) RISOLVI

Dati

Incognite

∆H°f [c3h8 (g)] = −103,85 kJ/mol ∆H°f [co2 (g)] = −393,5 kJ/mol

∆H = ?

∆H°f [h2o (l)] = −285,83 kJ/mol Per risolvere il problema devi, anzitutto, bilanciare la reazione. Per determinare l’entalpia della reazione, ti conviene calcolare separatamente la somma delle entalpie dei prodotti (ciascuna moltiplicata per il rispettivo coefficiente stechiometrico) e dei reagenti (ciascuna moltiplicata per il rispettivo coefficiente stechiometrico). ricorda che l’entalpia di formazione dell’ossigeno è uguale a 0.

bilancia la reazione

Calcola 1. Scrivi e bilancia la reazione: c3h8 (g) + 5o2 (g) → 3co2 (g) + 4h2o (l) 2. calcola la somma delle entalpie di formazione dei prodotti:

ΣHf prodotti

ΣHf reagenti

Σ∆Hf prodotti = 3 mol · ∆H°f [co2 (g)] + 4 mol · ∆H°f [h2o (l)] = 3 mol · (−393,5 kJ/mol) + 4 mol · (−285,83 kJ/mol) = −2323,8 kJ 3. calcola la somma delle entalpie di formazione dei reagenti:

∆H = ΣHf prodotti − ΣHf reagenti

Σ∆Hf reagenti = 1 mol · ∆H°f [c3h8 (g)] + 5 mol · ∆H°f [o2 (g)] = 1 mol · (−103,85 kJ/mol) + 5 mol · (0 kJ/mol) = −103,85 kJ 4. a questo punto puoi calcolare l’entalpia di reazione: ∆H = Σ∆Hf prodotti − Σ∆Hf reagenti = −2323,8 kJ − (−103,85 kJ) = −2220,0 kJ il valore negativo ottenuto indica che la reazione sviluppa calore e quindi è esotermica.

PROBLEMA SVOLTO

Usare l’entalpia di fusione e di vaporizzazione

FAI PRATICA

4 Calcola l’entalpia per ogni reazione a partire dalle entalpie standard di formazione riportate nella Tabella 1; per ogni reazione indica se è endotermica o esotermica.

a. Ca(OH)2 (s) → CaO (s) + H2O (l) b. C2H2 (g) + 2H2 (g) → C2H6 (g) c. 3CaO (s) + 2Fe (s) → 3Ca (s) + Fe2O3 (s)

[a. 64,87 kJ; b. −311,4 kJ; c. 1082,3 kJ]

La legge di Hess L’entalpia è una funzione di stato pertanto la sua variazione dipende solo dallo stato iniziale dei reagenti e da quello finale dei prodotti. Questo aspetto ha importanti conseguenze per la determinazione del ∆H° di reazioni chimiche complesse. Consideriamo la reazione tra l’azoto N2 e l’ossigeno O2 per produrre diossido di azoto. Questa trasformazione può avvenire in uno o in due passaggi a seconda che l’ambiente sia ricco o povero di ossigeno.

290

VIDEO TUTORIAL

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

1. Reazione in ambiente ricco di ossigeno (reazione in un passaggio): N2 (g) + 2O2 (g) → 2NO2 (g)

∆H1 = 67,6 kJ

reagenti

prodotti reazione in un solo passaggio

N2 (g) + 2O2 (g)

2NO2 (g)

2. Reazione in ambiente povero di ossigeno (due passaggi): N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g)

∆H2 = 180,8 kJ

2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

∆H3 = −113,2 kJ

percorso di reazione in due passaggi

Nella Figura 8 è schematizzata sia la reazione che si svolge in un solo passaggio sia il percorso alternativo che si svolge in due passaggi. Il valore della variazione dell’entalpia di reazione (∆H) della trasformazione che avviene in due passaggi è dato dalla somma dei contributi dei due ∆H:

2NO (g) + O2 (g)

↑ Figura 8

∆H = 180,8 kJ + (−113,2 kJ) = 67,6 kJ Come possiamo notare, il valore energetico è lo stesso della reazione che avviene in un solo passaggio ed è dato dalla somma delle due trasformazioni: N2 (g) + O2 (g)

→

2NO (g)

2NO (g) + O2 (g)

→

2NO2 (g)

N2 (g) + 2NO (g) + 2O2 (g)

→ 2NO (g) + 2NO2 (g)

Semplificando i termini identici a destra e a sinistra della freccia di reazione, otteniamo la reazione in un unico stadio: N2 (g) + 2NO (g) + 2O2 (g) N2 (g) + 2O2 (g)

→

→ 2NO (g) + 2NO2 (g)

2NO2 (g)

Questo esempio dimostra che l’entalpia è una funzione di stato e che il valore numerico ottenuto (67,6 kJ) è indipendente dal percorso fatto dalla reazione per arrivare alla formazione dei prodotti (Figura 9). reazione in due passaggi

H (kJ)

2NO (g)

O2 (g), 2NO (g)

ΔH 3 = 113,2 kJ ΔH 2 = 180,8 kJ

N2 (g), O2(g)

2NO2(g)

2NO2(g)

67,6 kJ

ΔH 1 = 67,6 kJ = ΔH 2 + ΔH 3 = 180,8 kJ –113,2 kJ N2 (g), 2O2(g) reazione in un solo passaggio

← Figura 9

Da questa considerazione deriva la legge di Hess, che afferma:

Legge di Hess in una reazione chimica la variazione di entalpia (a pressione costante) è indipendente dagli stati intermedi attraverso i quali il sistema evolve e dipende solo dagli stati iniziale e finale.

ENGLISH

legge di Hess Hess law

291

La legge di Hess permette di calcolare: • il valore della variazione di entalpia standard di reazione di una qualsiasi trasformazione conoscendo il valore di ∆H degli stadi intermedi; • le entalpie di reazione relative a reazioni complesse; • le entalpie di reazione di trasformazioni sperimentalmente non semplici da ottenere.

PROBLEMA SVOLTO

5 Applicare la legge di Hess Determina la variazione di entalpia per la sintesi del benzene, secondo la trasformazione: 6C (s) + 3H2 (g) → C6H6 (l) Considera solo le entalpie degli stadi intermedi: 6C (s) + 6O2 (g) → 6CO2 (g)

∆H1 = −2361 kJ

6H2 (g) + 3O2 (g) → 6H2O (l) 15 C6H6 (l) + ___ O2 (g) → 6CO2 (g) + 3H2O (l) 2

∆H2 = −1751 kJ

Dati

∆H3 = −3276 kJ

Incognite

∆H1 = −2361 kJ ∆H2 = −1751 kJ

∆H(c6h6) = ?

∆H3 = −3276 kJ RISOLVI

Per determinare la variazione di entalpia della reazione che porta alla sintesi del benzene, è necessario procedere come segue. a. avere ben presente la reazione di riferimento, cioè quella per cui si vuole calcolare la variazione dell’entalpia di reazione. in questo caso la reazione è la sintesi del benzene: 6c (s) + 3h2 (g) → c6h6 (l) b. Sommare le tre reazioni intermedie in modo tale da ottenere la trasformazione desiderata. dato che il prodotto finale è il benzene (c6h6) la terza equazione deve essere scritta in senso inverso, cioè: 15 6co2 (g) + 3h2o (l) → c6h6 (l) + ___ o2 (g) ∆H3 = 3276 kJ 2 Questo passaggio, oltre a invertire la sequenza di reazione, modifica anche il valore dell’entalpia di reazione, che cambia di segno: la reazione da esotermica diventa endotermica. La quantità di calore scambiata non cambia, varia invece il verso di trasferimento del calore poiché il sistema assorbe calore dall’ambiente esterno. c. controllare se la somma delle reazioni porta alla reazione di riferimento con gli stessi coefficienti stechiometrici. nella reazione di formazione del benzene sono presenti 3 mol di h2 mentre nella seconda equazione ce ne sono 6, si deve quindi dividere questa equazione per 2: 6 3 6 __ h2 (g) + __ o2 (g) → __ h2o (l)

1751 ∆H2 = − _____ kJ 2

3 3h2 (g) + __ o2 (g) → 3h2o (l) 2

∆H2 = −857,5 kJ

2

292

2

2

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

come puoi notare, se cambiano i coefficienti stechiometrici, cioè se varia la quantità di materia che partecipa alla trasformazione, cambia anche la quantità di calore trasferita. in questo caso, dimezzando la quantità di idrogeno, cioè le moli di idrogeno, il calore trasferito sarà anch’esso dimezzato: si passa da 1715 kJ per 6 mol di idrogeno a 857 kJ per 3 mol di idrogeno. ora procedi in questo modo: 1. somma le tre reazioni; 2. semplifica i termini uguali; 3. calcola la variazione di entalpia di reazione del benzene, che sarà data dalla somma dei ∆H dei tre stadi intermedi.

Calcola 1. esegui l’addizione fra le tre reazioni: 6c

+

6o2

3h2

+

3 __ o

6co2

+

3h2o

2

2

→

6co2

→

3h2o

→

c6h6

+

15 ___ o 2

2

15 15 6c + ___ o2 + 3h2 + 6co2 + 3h2o → 6co2 + 3h2o + c6h6 + ___ o2 2 2 Le moli totali di ossigeno nei reagenti sono date dalla somma delle quantità presenti nella prima e nella seconda trasformazione: 3 12 + 3 15 6 + __ = ______ = ___ 2 2 2 2. Semplifica i termini uguali fra i reagenti e fra i prodotti: 15 15 6c + ___ o2 + 3h2 + 6co2 + 3h2o → 6co2 + 3h2o + c6h6 + ___ o2 2 2 La reazione complessiva (con gli stati di aggregazione indicati) è quindi: 6c (s) + 3h2 (g) → c6h6 (l) 3. calcola la variazione di entalpia di reazione del benzene 6c (s)

+

6o2 (g)

→

6co2 (g)

∆H1 = −2361 kJ

3h2 (g)

+

3 __ o2 (g)

→

3h2o (l)

∆H2 = −857,5 kJ

6co2 (g)

+

3h2o (l)

→

c6h6 (l)

6c (s)

+

3h2 (g)

→

c6h6 (l)

2

+

15 ___ o2 (g) 2

∆H3 = 3276 kJ ∆H = 57,5 kJ

∆H (c6h6) = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = = −2361 kJ + (−857,5 kJ) + 3276 kJ = 57,5 kJ

VIDEO TUTORIAL

ricorda che quest’ultima relazione considera il dimezzamento del valore dell’entalpia della seconda reazione e l’inversione da esotermica a endotermica della terza trasformazione.

PREPARATI ALLA VERIFICA 8 da che cosa dipende l’entalpia?

FAI PRATICA

9 in che modo l’entalpia è legata al calore e al lavoro?

6 Determina la variazione di entalpia per la seguente trasformazione: BaO (s) + H2SO4 (l) → BaSO4 (s) + H2O (l)

10 che cosa afferma la legge di hess?

Considera che si conoscono solo le entalpie degli stadi intermedi: BaO (s) + SO3 (g) → BaSO4 (s)

∆H° = −213,0 kJ/mol

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)

∆H° = −78,2 kJ/mol

[−134,8 kJ/mol]

11 come si calcola l’entalpia standard di reazione?

293

4

Il secondo principio della termodinamica

Un pezzo di ferro esposto alle intemperie arrugginisce; un gas in uno spazio vuoto si espande; lo zucchero si scioglie nel caffè e forma una soluzione (Figura 10). Tutti questi processi sono spontanei, cioè avvengono senza alcun intervento esterno, e sono irreversibili: infatti, nelle stesse condizioni, le trasformazioni inverse non si verificano. Le reazioni spontanee sono quelle che portano alla formazione di sostanze più stabili, con un contenuto energetico più basso rispetto ai reagenti. Dato che nelle reazioni esotermiche l’energia del sistema diminuisce, si potrebbe pensare che tutte le trasformazioni esotermiche siano spontanee e, al contrario, le trasformazioni endotermiche non siano spontanee. Sperimentalmente, tuttavia, si osservano reazioni spontanee sia esotermiche sia endotermiche. La dissoluzione del triossonitrato (V) di ammonio in acqua, per esempio, è un processo endotermico spontaneo: NH4NO3 (s)

H2O (l)

NH4+ (aq) + NO3− (aq)

↑ Figura 10

∆H° = 25,7 kJ/mol

Infatti questo sale è usato nelle confezioni di ghiaccio istantaneo (cold pack) perché sciogliendosi raffredda la soluzione. La reazione è endotermica (l’energia del sistema aumenta), eppure avviene spontaneamente. È dunque ragionevole ipotizzare che la sola entalpia non sia sufficiente per prevedere se una reazione è spontanea oppure no.

L’entropia Se le reazioni esotermiche ed endotermiche possono essere egualmente spontanee, qual è l’elemento che contraddistingue la spontaneità o meno di una reazione? Se la diminuzione o l’aumento dell’energia del sistema non è sufficiente a spiegare la spontaneità di alcuni processi, quale altra caratteristica deve avere un sistema per garantire un cambiamento spontaneo? Proviamo ad analizzare due casi: il cloruro di sodio che si dissolve in acqua (Caso 1) e il ghiaccio che fonde (Caso 2).

Caso 1 Il sale è un solido formato da ioni disposti in modo ordinato in un reticolo cristallino. Nel solido, gli ioni sono vincolati nelle posizioni del reticolo, ma quando questo si discioglie in acqua le particelle cariche si disperdono nel liquido, dove sono liberi di muoversi: il disordine del sistema aumenta (Figura 11).

Caso 2 Man mano che la temperatura del ghiaccio aumenta, le molecole d’acqua passano dalla disposizione altamente ordinata nel solido, in cui le particelle non sono libere di muoversi nello spazio (si dice che hanno gradi di libertà pressoché nulli, Figura 12a), a stati via via più disordinati, in cui le molecole hanno maggiore libertà di movimento (Figura 12b).

294

↑ Figura 11

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche ghiaccio

acqua

solido struttura altamente organizzata; le particelle sono vincolate

liquido le particelle hanno maggiore libertà di movimento

a

b

← Figura 12

Entrambi i fenomeni sono endotermici e spontanei e in entrambi i casi il “disordine” del sistema aumenta, sia perché le particelle assumono una distribuzione meno regolare sia perché l’energia disponibile si “disperde” nei moti casuali delle particelle (che acquistano gradi di libertà). In ogni processo spontaneo si ha un incremento del disordine del sistema. Per misurare il grado di disordine di un sistema occorre una nuova grandezza termodinamica: l’entropia (S) (dal greco en, “dentro” e tropé, “cambiamento”). L’entropia (S) è una funzione di stato che misura il grado di disordine di un sistema.

ENGLISH

entropia entropy

L’entropia è legata al calore assorbito o ceduto dal sistema rispetto alla temperatura, ed è espressa in J/K. Quando si considera l’entropia, non basta fare riferimento solo al sistema; occorre tenere presente anche l’ambiente. Esaminiamo il caso di una dissoluzione spontanea endotermica, come quella del cloruro di ammonio (NH4Cl). In generale, una dissoluzione è spontanea quando il disordine complessivo, di sistema e ambiente, aumenta. Quando un solido si scioglie, aumenta il disordine dei suoi ioni o delle sue molecole: • se la dissoluzione è esotermica aumenta anche il disordine dell’ambiente, perché il calore emesso incrementa la dispersione delle particelle in atmosfera; • se la dissoluzione è endotermica (come nel caso di NH4Cl), l’aumento del disordine di ioni e molecole nella soluzione è accompagnato da una diminuzione del disordine dell’ambiente a causa del raffreddamento. Quindi, in questo caso, la dissoluzione endotermica è spontanea solo se il soluto, sciogliendosi, determina un aumento del disordine nella soluzione superiore alla diminuzione del disordine dell’ambiente. In caso contrario, il soluto non si scioglie. Possiamo esprimere questo concetto con la seguente relazione matematica: ∆Ssist + ∆Samb > 0 Un criterio universale per definire la spontaneità di un processo in base allo stato di disordine che comporta sull’Universo, cioè sulla somma di sistema e ambiente, è espresso dal secondo principio della termodinamica.

Secondo principio della termodinamica

ENGLISH

Una trasformazione spontanea avviene sempre con un aumento dell’entropia dell’Universo.

secondo principio della termodinamica secon law of thermodynamic

295

Tramite misure sperimentali si può determinare il valore assoluto dell’entropia (S) di molte sostanze. A differenza dell’entalpia, consideriamo valori assoluti e non variazioni (∆S), perché è possibile stabilire che l’entropia di ogni sostanza pura, in forma cristallina, è nulla a 0 K: a questa temperatura (irraggiungibile), il disordine si annulla. La Tabella 2 riporta i valori di entropia standard (S°) riferiti a una mole di alcune sostanze (a 25 °C) alla pressione di 1 atm; l'unità di misura dell'entropia è J/K · mol. Sono tutti valori positivi, dato che l’entropia vale zero a 0 K e aumenta al crescere della temperatura. Fai attenzione! L’entropia standard degli elementi è diversa da zero. L’entropia è una funzione di stato, perciò non dipende dal modo in cui avviene una trasformazione; nel caso di una trasformazione chimica può essere calcolata a partire dai valori di entropia standard dei prodotti (stato finale) e dei reagenti (stato iniziale) con una semplice relazione: ∆S° = ΣS°prodotti − ΣS°reagenti In una reazione spontanea ∆S° > 0, quindi S°prodotti > S°reagenti Sostanza

S° (J/K · mol)

agcl (s)

Sostanza

S° (J/K · mol)

96,20

hi (g)

206,48

h2 (g)

130,57

na (s)

51,21

o2 (g)

205,03

nacl (s)

72,13

h2o (l)

69,97

naoh (s)

64,46

n2 (g)

191,50

cao (s)

39,75

nh3 (g)

192,34

co (g)

197,56

cl2(g)

223,07

co2 (g)

213,63

IN DIGITALE

In più Entalpia di formazione standard ed entropia molare standard di alcune sostanze

← Tabella 2 entropia standard (a 25 °c) per una mole di alcune sostanze.

PROBLEMA SVOLTO

7 Calcolare la variazione di entropia Calcola la variazione di entropia per la reazione di formazione dell’ammoniaca N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) usando i valori di entropia standard forniti nella Tabella 2.

PROBLEMA SVOLTO

Calcolare la variazione di entropia

RISOLVI

Dati

Incognite

S° [nh3 (g)] = 192,34 J/K · mol S° [n2 (g)] = 191,50 J/K · mol

∆S = ?

S° [h2 (g)] = 130,57 J/K · mol Per risolvere il problema devi anzitutto bilanciare l’equazione. Per calcolare ∆S, puoi procedere separatamente per i prodotti e i reagenti; ricorda che ciascun valore di S° deve essere moltiplicato per il rispettivo coefficiente stechiometrico.

Calcola 1. Scrivi l’equazione bilanciata:

bilancia la reazione

ΣS°prodotti

ΣS°reagenti

n2 (g) + 3h2 (g) → 2nh3 (g) 2. calcola la somma dei valori di entropia standard per i prodotti: ΣSprodotti = 2 mol · S° [nh3 (g)] = 2 mol · (192,34 J/K · mol) = 384,68 J/K 3. calcola la somma dei valori di entropia standard per i reagenti: ΣSreagenti = 1 mol · S° [n2 (g)] + 3 mol · S° [h2 (g)] = = 191,50 J/K + 3 mol · (130,57 J/K · mol) = 583,21 J/K

296

∆S°= ΣS°prodotti − ΣS°reagenti

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

4. ora puoi calcolare l’entropia della reazione bilanciata: ∆S = ΣSprodotti − ΣSreagenti = 384,68 J/K − 583,21 J/K = −198,53 J/K

Controlla il risultato in questo caso, e in queste condizioni, ∆S è minore di 0: il risultato è in accordo con il fatto che nella reazione le moli di gas (e quindi il disordine) diminuiscono.

FAI PRATICA

8 Calcola la variazione di entropia nella reazione di sintesi dell’acqua in condizioni standard:

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)

[−326,2 J/K]

Prevedere il disordine di un sistema

aumento di entropia

In molti casi è semplice capire se una trasformazione va verso un aumento del disordine: • un aumento di temperatura incrementa il movimento delle molecole e quindi porta a un incremento dell’entropia (Figura 13); • un aumento del volume, nel caso di sostanze gassose, permette un maggiore movimento delle molecole e quindi aumenta il disordine (Figura 14); • nel caso dei passaggi di stato, l’entropia aumenta nell’ordine (Figura 15):

aumento di temperatura

↑ Figura 13 aumento di entropia

Ssolido < Sliquido < Sgassoso; Nelle reazioni chimiche si avrà un incremento del disordine (entropia positiva) quando da reagenti solidi o liquidi si ottengono sostanze gassose oppure quando si ha un aumento del numero di moli dei prodotti gassosi. Per esempio, nella seguente reazione si producono due sostanze gassose:

V1

V2

V3

↑ Figura 14 aumento di entropia

calore→ Na CO (s) + 2NaHCO3 (s) ⎯ 2 3 + CO2 (g) + H2O (g) La reazione procede, quindi, con un aumento dell’entropia del sistema. Invece nella reazione di sintesi del cloruro di idrogeno: H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) sia i reagenti sia i prodotti si trovano in fase gassosa e non si ha alcuna variazione del numero di moli gassose, perciò non si ha alcuna variazione dell’entropia del sistema.

solido

↑ Figura 15

liquido

gassoso

PREPARATI ALLA VERIFICA 12 enuncia il secondo principio della termodinamica. 13 che cos’è l’entropia? 14 in che modo si può prevedere l’aumento del disordine di un sistema?

297

5

L’energia libera di Gibbs

Per prevedere se una trasformazione chimica è spontanea occorre tenere conto sia del fattore entalpico (∆H) sia del fattore entropico (∆S). Una reazione esotermica (∆H < 0) che procede con un aumento dell’entropia (∆S > 0) è sicuramente spontanea, ma fare una previsione non è sempre così facile. L’energia libera (G) è una funzione di stato che tiene conto di entrambi i fattori, entalpico ed entropico, a una determinata temperatura; fu introdotta dal chimico e fisico statunitense Josiah Willard Gibbs (1839-1903, Figura 16) e per questo è anche chiamata energia libera di Gibbs. È definita dalla relazione: G=H−T·S temperatura assoluta (in kelvin)

L’energia libera, o meglio la variazione di energia libera (∆G), ci permette di determinare la direzione in cui un processo avviene spontaneamente. Nei processi spontanei, a temperatura e pressione costante, l’energia libera diminuisce sempre: ∆G < 0

↑ Figura 16

processo spontaneo

Per una reazione (o una trasformazione fisica) che avviene a temperatura e pressione costante, la variazione di energia libera (∆G) può essere calcolata usando la seguente equazione:

Equazione di Gibbs

∆G = ∆H − T · ∆S Le grandezze che compaiono in questa equazione sono riferite solo al sistema: in questo modo è possibile evitare di fare incerte e difficili valutazioni sull’ambiente. Il segno di ∆G, e quindi la spontaneità di una trasformazione, dipende dal segno e dal valore assoluto del termine entalpico (∆H) e del termine entropico (−T · ∆S): ∆G = ∆H − T · ∆S Grazie all’equazione di Gibbs, per una reazione che avviene a temperatura e pressione costanti, possiamo stabilire se una reazione è spontanea oppure non lo è in base al segno di ∆G: • quando ∆G < 0, l’energia libera dei prodotti è minore di quella dei reagenti e la reazione è spontanea; • quando ∆G > 0, l’energia libera dei prodotti è maggiore di quella dei reagenti e la reazione non è spontanea. Però è spontanea la reazione inversa; • quando ∆G = 0, la reazione è all’equilibrio. La Tabella 3 riporta i casi possibili.

PER CAPIRE

Per calcolare la temperatura di equilibrio (Teq) imponiamo: ∆G = 0 0 = ∆H − Teq∆S ∆H Teq = ____ ∆S

Variazione di entalpia ∆H

Variazione di entropia ∆S

Trasformazione

reazione esotermica (∆H < 0)

aumento disordine (∆S > 0)

Spontanea, ∆G < 0

reazione esotermica (∆H < 0)

diminuzione disordine (∆S < 0)

Spontanea, se |T · ΔS| < |ΔH|, allora ∆G < 0

reazione endotermica (∆H > 0)

aumento disordine (∆S > 0)

Spontanea, se |T · ∆S| > |∆H|, allora ∆G < 0

reazione endotermica (∆H > 0)

diminuzione disordine (∆S < 0)

non spontanea, ∆G > 0

↓ Tabella 3 condizioni per la spontaneità e la non spontaneità di una reazione.

298

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

PROBLEMA SVOLTO

9 Determinare la spontaneità di una reazione Calcola l’energia libera a 300 K per la seguente reazione: CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) Determina se la reazione è spontanea, sapendo che ∆H = −890 kJ e ∆S = −242,8 J/K. RISOLVI

Dati

Incognite

∆H = −890 kJ

∆S = −242,8 J/K

∆G = ?

Per calcolare ∆G puoi applicare la relazione: ∆G = ∆H − T · ∆S. dato che ∆H è espresso in kJ e ∆S in J/K, prima di svolgere i calcoli devi rendere omogenee le unità di misura, per esempio dividendo per 1000 il valore di ∆S.

Calcola 1. converti ∆S in kJ/K: −242,8 J/K · 1 kJ ∆S = _____________ = −0,2428 kJ/K 1000 J 2. calcola la variazione di energia libera: ∆G = ∆H − T · ∆S = −890 kJ − 300 K · (−0,2428 kJ/K) = −817 kJ La reazione è spontanea perché ∆G < 0.

FAI PRATICA

10 Determina se la reazione 2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g) avviene spontaneamente

a 25 °C, sapendo che l’entalpia standard di reazione è −198 kJ e l’entropia standard di reazione è −187 J/K. [∆G° = −142 kJ]

VIDEO TUTORIAL

Quando reagenti e prodotti sono nello stato standard, alla temperatura di 25 °C (298 K) e alla pressione di 1 atm, l’equazione diventa:

PREPARATI ALLA VERIFICA

Energia libera standard ∆G° = ∆H° − T · ∆S°

15 che cos’è l’energia libera di Gibbs?

Anche ∆G° può essere calcolata a partire dai valori tabulati dell’energia libera standard di formazione (∆G°f ) dei reagenti e dei prodotti (Tabella 4): ∆G° = Σ∆G°f prodotti − Σ∆G°f reagenti L’energia libera standard di formazione degli elementi nel loro stato standard è posta uguale a 0.

Sostanza

G°f (kJ/mol)

agno3 (s)

−33,5

co2 (g)

nh3 (aq)

−26,57

ch4 (g)

51,30

hcl (g)

no2 (g)

Sostanza

G°f (kJ/mol)

Sostanza

G°f (kJ/mol)

−394,4

cacl2 (s)

−50,79 −95,30

16 indica il segno di ∆H, ∆S e ∆G per una reazione spontanea che avviene a temperatura bassa. 17 come si calcola l’energia libera standard di una reazione?

Sostanza

G°f (kJ/mol)

−748,1

h3Po4 (aq)

−1142,54

cao (s)

−604,0

h2o (l)

−237,2

ca(oh)2 (s)

−898,6

nacl (s)

−384,0

−1128,0

So2 (g)

−300,2

−137,2

Kcl (s)

−409,2

hno2 (g)

−80,76

hcl (aq)

−131,3

caco3 (s)

nh3 (g)

−16,48

hF (aq)

−296,82

co (g)

↑ Tabella 4 energia libera standard di formazione (a 25 °c) per una mole di alcune sostanze.

299

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

Le reazioni e l’energia

La TERMODINAMICA chimica si occupa dei trasferimenti di energia, che si verificano durante le reazioni chimiche, facendo riferimento ai sistemi aperti, chiusi e isolati: • sistema aperto, può scambiare sia materia sia energia con l’ambiente; • sistema chiuso, può scambiare solo energia e non materia con l’ambiente; • sistema isolato, non scambia né energia né materia con l’ambiente. ogni sistema termodinamico può essere descritto utilizzando le variabili p, T e V dette variabili (o funzioni) di stato che dipendono esclusivamente dalle condizioni iniziali e finali del sistema. L’ENERGIA CINETICA (Ec) è legata al moto di ogni singola particella. La temperatura dei corpi è una misura dell’energia cinetica media delle particelle che li costituiscono; per questo si parla di energia termica. L’ENERGIA POTENZIALE (Ep) è l’energia immagazzinata nei legami intermolecolari e intramolecolari di una molecola. Questa energia è anche detta energia chimica. La somma dell’energia cinetica e potenziale di tutte le particelle di un sistema corrisponde all’ENERGIA INTERNA (E) del sistema. il lavoro (L) e il calore (Q) sono manifestazioni dell’energia.

2

Il primo principio della termodinamica

il PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA afferma che l’energia di un sistema termodinamico non si crea né si distrugge, ma si trasforma, passando da una forma a un’altra. Per convenzione: • Q > 0 quando il calore passa dall’ambiente al sistema (e l’energia interna aumenta); • Q < 0 quado il calore passa dal sistema all’ambiente; • L > 0 quando l’ambiente compie lavoro sul sistema (e l’energia interna aumenta); • L < 0 quando il sistema compie lavoro sull’ambiente. nelle reazioni esotermiche, l’energia potenziale in eccesso si trasforma in energia cinetica e il sistema cede calore all’ambiente. nelle reazioni endotermiche, l’energia termica si trasforma in energia chimica e l’ambiente cede calore al sistema.

3

Energia interna, calore e lavoro: l’entalpia

L’ENTALPIA (H ) è la quantità di calore che il sistema scambia con l’ambiente durante una trasformazione che avviene a pressione costante. L’entalpia standard di formazione (∆H°f) è la variazione di entalpia associata alla formazione di una mole di sostanza a partire dagli elementi che la costituiscono, ognuno nel proprio stato standard. L’entalpia standard di reazione (∆H°) è la variazione di entalpia associata a una reazione chimica condotta a pressione costante (pressione allo stato standard).

4

Il secondo principio della termodinamica

L’ENTROPIA (S ) è una funzione di stato che misura il grado di disordine di un sistema. Una trasformazione spontanea avviene sempre con un aumento dell’entropia dell’Universo. Per prevedere se una trasformazione chimica è spontanea occorre tenere conto sia del fattore entalpico (∆H) sia del fattore entropico (∆S). Una reazione esotermica (∆H < 0) che procede con un aumento dell’entropia (∆S > 0) è sicuramente spontanea, ma la previsione non è sempre così facile.

5

L’energia libera di Gibbs

L’ENERGIA LIBERA (G ) è una nuova funzione di stato che tiene conto di entrambi i fattori, entropico ed entalpico, a una determinata temperatura. il segno di ∆G può aiutare a capire se una reazione è spontanea oppure no: • se ∆G < 0, la reazione è spontanea; • se ∆G > 0, la reazione non è spontanea; • se ∆G = 0, la reazione è all’equilibrio.

300

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA ENERGIA

assorbire energia nelle

di un SISTEMA che può essere

REAZIONI ENDOTERMICHE che può

cedere energia nelle

è detta

APERTO

Mappa stampabile

REAZIONI ESOTERMICHE

ENERGIA INTERNA

CHIUSO

che è la

che è una

ISOLATO

SOMMA

FUNZIONE DI STATO

di

ENERGIA CINETICA

ENERGIA POTENZIALE

ghiaccio

acqua

solido struttura altamente organizzata; le particelle sono vincolate

liquido le particelle hanno maggiore libertà di movimento

che si manifesta come

CALORE

LAVORO

che corrisponde all’ ENTALPIA H

il cui

GRADO DI DISORDINE

la cui

SPONTANEITÀ

è misurato dall’

ENTROPIA ∆S

nelle REAZIONI a

dipende dall’

PRESSIONE COSTANTE

ENERGIA LIBERA DI GIBBS ∆G = ∆H − T · ∆S

∆G < O REAZIONE SPONTANEA

∆G > O REAZIONE NON SPONTANEA

301

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 Le reazioni e l’energia

2 Il primo principio della termodinamica

1 indica l’affermazione errata.

6 il primo principio, in forma algebrica, è dato dall’equazione: A ∆E = Eprodotti + Ereagenti = Q − L

A La termodinamica si occupa dei trasferimenti di energia che si verificano durante le trasformazioni della materia. B La termodinamica si occupa della velocità di reazione durante le trasformazioni della materia.

Eprodotti Q B ∆E = ______ = __ Ereagenti L C ∆E = Eprodotti − Ereagenti = Q + L

2 Gli atomi e le molecole che partecipano a una reazione

possono essere considerati dei contenitori di energia cinetica e potenziale. osserva il disegno e associa a ciascun modello la lettera che corrisponde al tipo di energia. A energia traslazionale B energia vibrazionale C energia rotazionale

D ∆E = Eprodotti · Ereagenti = Q · L

7 c’è una sostanziale differenza tra lavoro e calore: A il lavoro non subisce dispersioni e può essere convertito completamente in calore. B il calore non subisce dispersioni e può essere convertito completamente in lavoro. C il lavoro non subisce dispersioni e può essere convertito completamente in pressione. D il lavoro non subisce dispersioni e non può essere convertito completamente in calore.

8 osserva i diagrammi e scrivi dove si collocano i reagenti e i prodotti. Poi associa a ciascun disegno la lettera che corrisponde al tipo di reazione. A esotermica B endotermica

H .........

.........

3 L’energia potenziale (Ep) è definita come:

4 L’energia interna (E) del sistema: A B C D

non è una grandezza estensiva. è una funzione di stato. non è una funzione di stato. è una grandezza intensiva.

5 nel caso di una reazione chimica, ∆E corrisponde alla formula: A ∆E = Eprodotti − Ereagenti B ∆E = Eprodotti + Ereagenti Eprodotti C ∆E = ______ Ereagenti D ∆E = Eprodotti · Ereagenti

302

……………… uta

ergia c en

e nergia as

A l’energia immagazzinata nei legami di una molecola, sia quelli tra gli atomi che la formano sia quelli intermolecolari. Questa energia è anche detta energia termica. B l’energia immagazzinata negli elettroni di una molecola. Questa energia è anche detta energia chimica. C l’energia che non è immagazzinata nei legami di una molecola. Questa energia è anche detta energia termica. D l’energia immagazzinata nei legami di una molecola, sia quelli tra gli atomi che la formano sia quelli intermolecolari. Questa energia è anche detta energia chimica.

………………

ed

.........

H

s o rbita

………………

.........

………………

.........

9 Se bruciamo della carbonella per preparare della carne, si ottiene una certa quantità di calore. La reazione brevemente descritta è una combustione: A endotermica, il calore è un prodotto di reazione. B esotermica, il calore è un reagente di reazione. C esotermica, il calore è un prodotto di reazione. D endotermica, il calore è un reagente di reazione.

10 L’energia scambiata dal sistema può manifestarsi anche

come lavoro e non solo come calore. La formula per calcolare il lavoro svolto o subito dal sistema è: p A L = ∆p · V C L = ___ ∆V D L = p + ∆V B L = p · ∆V

11 Quanto calore occorre cedere per diminuire la temperatura

di 7,35 g di acqua da 98,0 a 21,0 °c? (cS = 4,184 J/g · °c) [−2,37 · 103 J]

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

12 Un bambino dopo aver fatto dello sport beve 200 g di acqua

alla temperatura di 10,0 °c. Sapendo che per raggiungere l’equilibrio termico con il corpo l’acqua assorbe una quantità di calore pari a 23,83 kJ, calcola la temperatura corporea del bambino dopo aver bevuto (cs = 4,184 J/g · °c). [38,5 °c]

13 calcola il calore (Q) scambiato da un sistema che esegue

un lavoro (L) di 7,05 · 105 kJ sull’ambiente circostante e per il quale la variazione di energia totale (∆E) è pari a −9,55 · 103 kJ. [6,95 · 105 kJ]

22 L’acetilene (c2h2), a temperatura e pressione standard, è un

gas infiammabile, che può esplodere anche con inneschi minimi. comunemente è utilizzato per le saldature. Scrivi la reazione di combustione e calcola il calore sviluppato da 3525 g di acetilene, sapendo che: • ∆H°(co2) = −393,5 kJ/mol • ∆H°(h2o (g)) = −241,82 kJ/mol • ∆H°(c2h2) = 226,77 kJ/mol [−1,704 · 105 kJ]

23 considera la reazione di combustione del benzene (c6h6), già bilanciata:

3 Energia interna, calore e lavoro: l’entalpia 14 indica l’affermazione errata. A L’entalpia (H) è la quantità di calore (Qp) che il sistema scambia con l’ambiente durante una trasformazione che avviene a pressione costante. B L’entalpia (H) è la quantità di calore (Qv) che il sistema scambia con l’ambiente durante una trasformazione che avviene a volume costante.

15 calcola la variazione di energia interna di un sistema che

acquista 1000 kJ di calore e compie un lavoro di 800 kJ. [200 kJ]

16 calcola la variazione di energia interna quando un sistema

cede 500 J di calore e su di esso è compiuto un lavoro di 400 J. [−100 J]

17 calcola l’entalpia associata alla formazione di 120,0 g di diamante (cdiamante), secondo la reazione:

[18,78 kJ]

18 calcola l’entalpia associata alla formazione di 4,77 g di nh3, secondo la reazione non bilanciata: n2 (g) + h2 (g) → nh3 (g) ∆H°f (nh3 (g)) = −45,9 kJ/mol

[−12,8 kJ]

19 nella combustione dell’ottano (c8h18) la variazione di entalpia è ∆H° = −5,48 · 103 kJ/mol. Quanto calore è prodotto dalla combustione di 40,0 L di ottano? considera che d(c8h18) = 0,703 g/mL. 2c8h18 + 25o2 → 16co2 + 18h2o

[−1,35 · 106 kJ]

20 La reazione tra acido solforico e idrossido di sodio porta alla produzione di solfato di sodio e acqua. Bilancia la reazione e poi calcola l’entalpia di reazione.

h2So4 (l) + naoh (aq) → na2So4 (aq) + h2o (l) ∆H°f (kJ/mol)

−744,6

−419,2

−1268

determina l’entalpia di formazione standard del benzene (∆H°f), sapendo che: • ∆Hr = −6535 kJ • ∆H°f(co2) = −393,5 kJ/mol • ∆H°f(h2o) = −285,83 kJ/mol [49 kJ/mol]

24 La pirite (FeS2) reagisce con l’ossigeno per dare triossido di

diferro e diossido di zolfo. Scrivi e bilancia la reazione, poi calcola il ∆Hr di reazione dai seguenti valori: • ∆H°f(FeS2) = −178,2 kJ/mol • ∆H(triossido di diferro) = −824,2 kJ/mol • ∆H°f(diossido di zolfo) = −296,8 kJ/mol. [−1655,0 kJ]

25 calcola l’entalpia di formazione del pentaossido di diazoto gassoso. La reazione di formazione del composto è: 5 n2 (g) + __ o2 (g) → n2o5 (g) 2

considera le seguenti informazioni: 1 • no (g) + __ o2 (g) → no2 (g) 2 1 • 2no2 (g) + __ o2 (g) → n2o5 (g) 2 1 1 • __n2 (g) + __ o2 (g) → no (g) 2 2

cgrafite → cdiamante

considera che ∆H°f(grafite) = 0, mentre ∆H°f(diamante) = 1,88 kJ/mol.

2c6h6 (l) + 15o2 (g) → 12co2 (g) + 6h2o (l)

−258,83 [−202,7 kJ]

21 Quando sono bruciati 0,500 g di metanolo liquido (ch3oh) si

sviluppano 2410 J di calore, a pressione costante. Scrivi la reazione di combustione e calcola la variazione di entalpia standard della reazione (∆H°). [−1,54 · 105 J/mol]

∆H°r = −114,1 kJ/mol ∆H°r = −110,2 kJ/mol ∆H°f = 180,5 kJ/mol [22,6 kJ/mol]

26 La fotosintesi clorofilliana è il processo biochimico alla base

della sopravvivenza delle piante: la luce solare è catturata attraverso la clorofilla e trasformata in energia chimica. La trasformazione prevede la reazione tra il diossido di carbonio e l’acqua per sintetizzare glucosio (c6h12o6) e ossigeno. Scrivi la reazione e calcola l’entalpia standard di formazione del glucosio a 25,0 °c sapendo che: • ∆H°f(co2) = −393,5 kJ/mol • ∆H°f(h2o (l)) = −285,83 kJ/mol • ∆Hr = 2803 kJ [−1273 kJ/mol]

27 L’etilene (c2h4), a temperatura e pressione ambiente, è un

gas incolore dal lieve odore dolciastro. importante prodotto nell’industria chimica, è fondamentale per la sintesi di molti composti organici ed è un ormone per alcune specie vegetali. La reazione di sintesi è la seguente: 2c (s) + 2h2 (g) → c2h4 (g) calcola l’entalpia standard di formazione dell’etilene utilizzando le seguenti informazioni: • c2h4 (g) + 3o2 (g) → 2co2 (g) + 2h2o (l) ∆H°r = −1411,1 kJ/mol • c (s) + o2 (g) → co2 (g) ∆H°f = −393,5 kJ/mol 1 • h2 (g) + __ o2 (g) → h2o (l) 2

∆H°f = −285,83 kJ/mol [52,4 kJ/mol]

303

28 L’entalpia di formazione del triossido di zolfo non può essere

misurata direttamente perché lo zolfo elementare, reagendo con l’ossigeno, forma il diossido di zolfo, che solo successivamente si trasformerà in So3, secondo le reazioni: • S (s) + o2 (g) → So2 (g) ∆H°f = −296,8 kJ/mol 1 • So2 (g) + __o2 (g) → So3 (g) 2 ∆H°r = −99,0 kJ/mol calcola l’entalpia standard di formazione del triossido di zolfo (So3) attraverso la legge di hess. [−395,8 kJ/mol]

29 considera la reazione e i valori di ∆H°f:

90,25

0

A L’entropia (S) è una funzione di stato che misura il grado di ordine di un sistema. B L’entropia (S) è una funzione di stato che misura il grado di disordine di un sistema.

36 indica l’affermazione errata. A Una trasformazione spontanea avviene sempre con un aumento dell’entropia dell’Universo. B Una trasformazione spontanea avviene sempre con una diminuzione dell’entropia dell’Universo. la variazione di entropia, sapendo che:

cao (s) + h2o (l) → ca(oh)2 (s)

33,18

A Utilizzando i valori di entalpia standard di formazione, calcola il ∆H° della reazione. B indica se la reazione è esotermica o endotermica. [A. −57,07 kJ]

30 Usa la legge di hess per calcolare la variazione di entalpia

(∆H°) per la reazione c3h4 (g) + 2h2 (g) → c3h8 (g), sapendo che: 1 • h2 (g) + __ o2 (g) → h2o (l) ∆Hf = −285,83 kJ 2 • c3h4 (g) + 4o2 (g) → 3co2 (g) + 2h2o (l) ∆H = −1937 kJ • c3h8 (g) + 5o2 (g) → 3co2 (g) + 4h2o (l) ∆H = −2219 kJ

∆S° (J/K · mol)

39,75

69,91

83,39 [−26,27 J/K · mol]

38 calcola la variazione di entropia per la reazione: 1 2na + __ o2 → na2o 2 sapendo che: • S°f(na) = 51,21 J/K · mol • S°f(o2) = 205,02 J/K · mol • S°f(na2o) = 75,06 J/K · mol

[−129,87 J/K · mol]

39 L’ossido di calcio reagisce con l’acqua per formare il [−289,6 kJ]

31 Per la reazione c2h4 (g) + cl2 (g) → c2h4cl2 (l), calcola la variazione di entalpia di reazione, sapendo che: • 4hcl (g) + o2(g) → 2cl2 (g) + 2h2o (l) ∆H = −202,4 kJ

1 • 2hcl (g) + c2h4 (g) + __ o2 (g) → c2h4cl2 (l) + h2o (l) 2 ∆H = −318,7 kJ [−217,5 kJ]

32 calcola il calore necessario: A per riscaldare 560,0 g di stagno da 20,0 °c a 231,93 °c, sapendo che quest’ultima è la temperatura di fusione (cs = 0,227 J/g · °c); B per fondere l’intera massa di stagno, sapendo che ∆Hfusione = 11,4 J/g; C per passare da 20,0 °c alla completa fusione del pezzo. [A. 2,69 · 104 J; B. 6,38 · 103 J; C. 3,33 · 104 J]

33 250,0 mL di etanolo (ch3ch2oh), la cui densità è

0,7890 g/cm , sono scaldati da 25,0 °c alla temperatura di fusione (78,3 °c) e poi vaporizzati. calcola la quantità di calore necessaria per l’intero processo, sapendo che il calore specifico è 2,44 J/g · °c e l’entalpia di vaporizzazione è 38,56 kJ/mol. [1,91 · 105 J] 3

34 10,6 g di sodio sono sublimati e ionizzati secondo il processo: na (s) → na+ (g) + e− calcola la variazione di entalpia della reazione (∆Hr), sapendo che: • l’energia di sublimazione è ∆Hsub = 107,7 kJ/mol; • l’energia di ionizzazione è Ei = 495,6 kJ/mol. [278 kJ]

304

35 indica l’affermazione errata.

37 considera la reazione tra ossido di calcio e acqua e calcola

1 no (g) + __ o2 (g) → no2 (g) 2 ∆H°f (kJ/mol)

4 Il secondo principio della termodinamica

corrispondete idrossido. Scrivi la reazione e calcola la variazione di entropia, sapendo che: • S°f(cao) = 39,75 J/K · mol • S°f(h2o) = 69,91 J/K · mol [−26,27 J/K · mol] • S°f(ca(oh)2) = 83,39 J/K · mol

40 il bario, quando reagisce con carbonio e ossigeno, forma

carbonato di bario. Scrivi la reazione e calcola la variazione di entropia della trasformazione, sapendo che: • S°f(Ba) = 66,94 J/K · mol • S°f(c) = 5,73 J/K · mol • S°f(o2) = 205,02 J/K · mol [−268,07 J/K · mol] • S°f(Baco3) = 112,13 J/K · mol

5 L’energia libera di Gibbs 41 L’equazione di Gibbs è: A ∆G = T · ∆H − ∆S B ∆G = ∆H − p · ∆S

C ∆G = ∆H + T · ∆S D ∆G = ∆H − T · ∆S

42 La spontaneità di una reazione è favorita da: A ∆G = 0

B ∆G = 1

C ∆G < 0

D ∆G > 0

43 calcola il ∆G a 298,15 K per la reazione: 2no (g) + o2 (g) → 2no2 (g) sapendo che ∆H = −114,1 kJ e ∆S = −146,5 J/K. determina se la reazione è spontanea. [−70,4 kJ]

44 L’ossido di rame (ii) reagisce con l’acqua per formare il

corrispondente idrossido. Scrivi e bilancia la reazione, calcola il ∆G° di reazione e prevedi se è spontanea sapendo che: • ∆G°f (cuo (s)) = −129,7 kJ/mol • ∆G°f (h2o) = −237,2 kJ/mol [−6,1 kJ/mol] • ∆G°f (cu(oh)2 (s)) = −373,0 kJ/mol

10 La termodinamica neLLe reazioni chimiche

45 determina se una generica reazione è spontanea oppure no a 600,0 K, sapendo che: • ∆H° = −265,8 kJ/mol • ∆S° = 34,7 J/K · mol

[−286,6 kJ/mol]

46 determina la temperatura di equilibrio per una generica reazione, sapendo che: • ∆H° = −568,0 kJ/mol • ∆S° = −350,0 J/K · mol

[1623 K]

47 determina la temperatura di equilibrio per una generica reazione, sapendo che: • ∆H° = 450,0 kJ/mol • ∆S° = 230,0 J/K · mol

[1957 K]

48 calcola l’energia libera di Gibbs a 300 K di una generica reazione, sapendo che: • ∆H°f = −245,8 kJ/mol • ∆S° = −24,7 J/K · mol

[−238 kJ/mol]

49 il magnesio reagisce con l’ossigeno per formare l’ossido di

magnesio. A Scrivi e bilancia la reazione. B calcola la variazione dell’energia libera di Gibbs standard (∆G°) della reazione, sapendo che ∆G°(mg) = ∆G°(o2) = 0 e ∆G°(mgo) = −569,4 kJ/mol. C calcola la variazione dell’energia libera di Gibbs per 122,4 g di ossido di magnesio che si sono formati durante l’intero processo. [B. ∆G° = −569,4 kJ/mol; C. ∆Gr = −1729 kJ]

50 L’alluminio reagisce con l’ossigeno per formare il triossido di

dialluminio. A Scrivi e bilancia la reazione. B calcola la variazione dell’energia libera di Gibbs standard (∆G°) della reazione, sapendo che ∆G°(al) = ∆G°(o2) = 0 e ∆G°(al2o3) = −1582 kJ/mol. C calcola la variazione dell’energia libera di Gibbs per 35,0 g di triossido di dialluminio che si sono formati durante l’intero processo. [B. ∆G° = −1582 kJ/mol; C. ∆Gr = −543 kJ]

51 il carbonato di calcio si decompone in ossido di calcio e

diossido di carbonio. A Scrivi e bilancia la reazione. B Verifica se la reazione è spontanea oppure non lo è a 650,0 °c e a 1300,0 °c, sapendo che ∆H°r = 177,5 kJ/mol e ∆S°r = 159,07 J/K · mol. [B. ∆G°(650) = 30,6 kJ; ∆G°(1300) = −72,6 kJ]

52 L’idrossido di calcio si forma per reazione tra l’ossido di calcio

e l’acqua. A Scrivi e bilancia la reazione. B Verifica se la trasformazione è spontanea sapendo che: • ∆G°f(ossido di calcio) = −604,17 kJ/mol • ∆G°f(acqua) = −237,11 kJ/mol • ∆G°f(idrossido di calcio) = −896,63 kJ/mol C calcola la variazione di energia libera quando si formano 173,5 g di idrossido di calcio. [B. ∆G°r = −55,35 kJ/mol; C. ∆Gr = −129,6 kJ]

COMPETENZE 53 ARGOMENTA

55 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO L’azoto elementare

a. descrivi i seguenti termini: • sistema e ambiente; • sistema aperto; • sistema chiuso; • sistema isolato. b. osserva il disegno e inserisci i termini mancanti. sistema aperto, sistema isolato, acqua, cibo, luce, diossido di carbonio, prodotti di rifiuto ………………… …………… …………… …………

…………… ……………

…………………

54 CALCOLA considera la trasformazione c8h16 + h2 → c8h18 a. Bilancia la reazione. b. calcola l’energia libera di Gibbs a 25 °c, usando i valori in tabella. Sostanza

∆H°f (kJ/mol)

S° (J/K · mol)

c8h16

−82,93

462,8

c8h18

−208,45

463,6

0

130,68

h2

c. a che temperatura la reazione non è più spontanea? [b. −86,796 kJ; c. 693,3 °c]

quando reagisce con l’ossigeno, nelle giuste proporzioni, forma il pentaossido di diazoto. a. Scrivi e bilancia la reazione. b. calcola la massa di pentaossido di azoto prodotta quando si fanno reagire 7,00 g di azoto con 7,00 g di ossigeno. c. calcola la massa del reagente in eccesso, se presente. d. calcola il numero di molecole e di atomi di azoto corrispondenti alla massa in eccesso. e. calcola la variazione di entalpia standard di formazione (∆H°f ) del pentaossido di diazoto, sapendo che: ∆Hr = −228,2 kJ • 2no (g) + o2 (g) → 2no2 (g) ∆Hr = −220,4 kJ • 4no2 (g) + o2 (g) → 2n2o5 (g) ∆Hr = 361,0 kJ • n2 (g) + o2 (g) → 2no (g) f. dal risultato ottenuto, la reazione è esotermica o endotermica? rappresenta su un grafico il profilo della curva che identifica questo tipo di reazione. [b. 9,46 g; c. 4,55 g; d. 9,76 · 1022 molecole; 1,95 · 1023 atomi; e. 22,6 kJ/mol]

56 CALCOLA Usa la legge di hess per calcolare ∆H° della seguente reazione: 1 co (g) + __ o2 (g) → co2 (g) 2 sapendo che: 1 • cgrafite + __ o2 (g) → co (g) 2 • cgrafite + o2 (g) → co2 (g)

∆H° = −110,54 kJ/mol ∆H° = −393,51 kJ/mol [−282,97 kJ/mol]

305

57 ARGOMENTA enuncia il primo principio della

termodinamica, poi rispondi alle domande. a. durante una qualsiasi reazione, come si manifesta l’energia interna? b. nei processi in cui la temperatura del sistema aumenta, come varia l’energia interna? c. nei processi in cui il sistema effettua lavoro sull’ambiente, come varia l’energia interna? d. Qual è la formula che descrive la variazione dell’energia interna di un sistema? e. osserva e completa l’immagine inserendo il valore matematico da assegnare al calore e al lavoro e poi completa la tabella.

nell’esercizio precedente in un apparato diverso, un sistema chiuso come quello rappresentato qui sotto. osserva il disegno e poi rispondi alle domande.

MgCl2 (aq), H2 (g) p > 1 atm T = 25 °C

Mg (s), HCl (aq) p = 1 atm T = 25 °C

…………............………

SISTEMA …………............………

59 IPOTIZZA ipotizza di far avvenire la reazione vista

…………............………

a. il calore prodotto dalla reazione coincide con l’entalpia di reazione? b. Per quale ragione la temperatura rimane costante?

60 ARGOMENTA E CALCOLA il saccarosio è il dolcificante più …………............………

Q>0

il calore è .............................. quando è ..........................................

Q0

il lavoro è .............................. quando è ..........................................

L o C ∆S° < o B ∆S° = o D ∆H° > o

sviluppano calore e non sono mai spontanee. assorbono calore e non sono mai spontanee. sviluppano calore e sono sempre spontanee. assorbono calore e possono essere spontanee.

13 L’energia libera di Gibbs:

2 L’entropia misura: A B C D

la quantità di calore prodotta dal sistema. la quantità di calore assorbita dal sistema. il grado di disordine del sistema. il grado di complessità del sistema.

3 Un sistema è isolato se: A B C D

scambia energia e materia con l’ambiente. non scambia materia con l’ambiente. non scambia energia con l’ambiente. non scambia né energia né materia con l’ambiente.

4 La termodinamica studia i trasferimenti di: A B C D

elettricità che si verificano in una reazione chimica. velocità che si verificano in una reazione chimica. calore e lavoro che si verificano in una reazione chimica. elettroni che si verificano in una reazione chimica.

5 il sistema è: A la porzione di materia che si sta studiando. B tutto ciò che circonda la porzione di materia che si sta studiando. C il modo di operare per far avvenire una reazione. D la velocità massima raggiunta dalla reazione chimica.

6 L’entropia: A è sufficiente a descrivere la spontaneità di una reazione. B non è sufficiente a descrivere la spontaneità di una reazione. C ci permette di affermare se la reazione è esotermica. D ci permette di affermare se la reazione è endotermica.

7 il primo principio della termodinamica afferma che l’energia di un sistema termodinamico: A non si crea né si distrugge, ma si trasforma. B si crea e si distrugge. C si crea. D si distrugge.

8 il calore prodotto o assorbito è dato dalla formula: c A Q = m · __S Tf B Q = m · cS · (Tf − Ti)

C Q = m · cS · (Ti − Tf) m D Q = __ · (Tf − Ti) cS

9 i processi spontanei si svolgono con: A B C D

una diminuzione di energia libera. un aumento di energia libera. una variazione nulla di energia libera. una diminuzione di entropia.

10 i valori delle funzioni di stato dipendono solo dalle condizioni: A B C D

iniziali. iniziali e non finali. intermedie e non da quelle iniziali e finali. iniziali e finali.

B 20 °c

C 30 °c

A non è una funzione di stato e tiene conto del fattore entropico ed entalpico. B è una funzione di stato che tiene conto solo del fattore entropico. C è una funzione di stato che tiene conto del fattore entalpico. D è una funzione di stato che tiene conto dei fattori entropico ed entalpico.

14 nelle reazioni esotermiche l’energia dei legami: A B C D

nei prodotti è maggiore dell’energia dei legami nei reagenti. nei prodotti è minore dell’energia dei legami nei reagenti. nei prodotti è uguale all’energia dei legami nei reagenti. nei reagenti è minore o uguale all’energia dei legami nei prodotti.

15 Un sistema è chiuso se: A B C D

scambia energia e materia con l’ambiente. non scambia materia, ma solo energia con l’ambiente. non scambia energia con l’ambiente. non scambia né energia né materia con l’ambiente.

16 La formula per calcolare l’entalpia è: p A H = E + __ V B H=Q+p·V

C H=E+p·V D H=E·p·V

17 Quando ∆H° > 0 (reazione endotermica) e ∆S° < 0

(diminuzione del disordine) entrambi i fattori sono: A favorevoli quindi la reazione è termodinamicamente possibile, cioè avverrà in maniera spontanea; il valore di ∆G° sarà sempre positivo. B sfavorevoli quindi la reazione è termodinamicamente impossibile, cioè non avverrà in maniera spontanea; il valore di ∆G° sarà sempre negativo. C sfavorevoli quindi la reazione è termodinamicamente impossibile, cioè non avverrà in maniera spontanea; il valore di ∆G° sarà sempre positivo. D sfavorevoli quindi la reazione è termodinamicamente possibile, cioè non avverrà in maniera spontanea; il valore di ΔG° sarà sempre positivo.

18 il calore di reazione (Q) è la forma di energia che entra più

frequentemente nelle reazioni chimiche ed è la quantità di: A energia ceduta o assorbita durante una trasformazione chimica. B energia ceduta durante una trasformazione chimica. C energia assorbita durante una trasformazione chimica. D materia ceduta o assorbita durante una trasformazione chimica.

19 La reazione che ha ∆H < 0 e ∆S < 0:

11 L’entropia dell’acqua è maggiore a: A 10 °c

VERIFICA INTERATTIVA

D 40 °c

A B C D

non è mai spontanea. è sempre spontanea. è spontanea a basse temperature. è spontanea ad alte temperature.

309

CAPITOLO

di reazione 11 Velocità ed equilibrio chimico CONTENUTI

1 La velocità di reazione 2 L’equazione cinetica e l’ordine di reazione 3 La teoria degli urti 4 L’equilibrio chimico 5 La costante di equilibrio 6 Il principio di Le Châtelier 7 Gli equilibri di solubilità IN DIGITALE Schede di laboratorio Equilibrio chimico e principio di Le Châtelier

1

La velocità di reazione

In chimica è importante non solo sapere se una certa reazione avviene o meno spon­ taneamente, ma anche conoscere il tempo che una sostanza impiega per trasformar­ si. Vi sono reazioni immediate, come quelle tra acido cloridrico e idrossido di sodio, con formazione di acqua e cloruro di sodio, e reazioni che durano migliaia di anni, come il decadimento radioattivo attraverso cui l’uranio si trasforma a poco a poco in piombo. Fra questi estremi esistono reazioni che avvengono in tempi intermedi. Per i chimici è di fondamentale importanza determinare il valore esatto del tempo di rea­ zione, in modo da poter intervenire e modificare la velocità di processi troppo lenti o troppo veloci. Per esempio, la reazione che porta alla sintesi dell’ammoniaca è molto lenta in condizioni standard, per cui è stato necessario mettere a punto un processo in grado di aumentare la velocità della trasformazione in modo tale da poter essere impiegata a livello industriale. Lo studio della velocità di reazione è talmente impor­ tante che esiste un intero settore della chimica che se ne occupa: la cinetica chimica. La cinetica chimica studia la velocità con cui avviene una reazione chimica e i fattori in grado di influenzarla.

310

PER CAPIRE

La velocità di reazione non è una grandezza fisica che influenza la spontaneità o meno di un processo chimico: alcune trasformazioni chimiche spontanee hanno velocità molto basse.

ENGLISH

cinetica chimica chemical kinetics

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

Determinare la velocità di una reazione La velocità di una reazione chimica dipende dal tempo necessario per la formazione dei prodotti. Prendiamo come esempio le due reazioni che possono avvenire tra la carta e l’ossigeno: l’ingiallimento e la combustione. Nel processo di ingiallimento, la reazione è lenta e l’energia sviluppata è rilasciata a poco a poco, tanto che non la si percepisce (Figura 1a); nel caso della combustione la reazione è molto veloce e l’ener­ gia che si sviluppa è rilasciata sotto forma di luce e calore (Figura 1b).

a

b

← Figura 1

Solitamente la velocità è definita come la variazione di una grandezza nell’unità di tempo; sappiamo che, nel caso del moto, la velocità è data dal rapporto tra lo spazio percorso e il tempo impiegato a percorrerlo. In chimica si misura la variazione della quantità dei reagenti o dei prodotti nel tempo: ∆quantità vreazione = _________ ∆t Le grandezze che esprimono la quantità di un reagente o di un prodotto possono essere la massa, il volume, la pressione (nel caso dei gas) e la concentrazione (moli per unità di volume). La velocità di reazione esprime la variazione della quantità di un reagente o di un prodotto nell’unità di tempo.

ENGLISH

velocità di reazione reaction rate

Da ora in poi per le quantità faremo riferimento alle concentrazioni molari (mol/L) di reagenti e prodotti, che indichiamo con parentesi quadre [ ]. Nel caso di trasfor­ mazioni che avvengono in fase gassosa, la grandezza di riferimento sarà la pressione. Durante una reazione, la concentrazione dei reagenti diminuisce mentre quella dei prodotti aumenta; la velocità della reazione pertanto si misura come aumento di concentrazione del prodotto nell’unità di tempo, oppure come diminuzione di con­ centrazione del reagente nell’unità di tempo: ∆[reagente] ∆[prodotto] vreazione = ___________ = – __________ ∆t ∆t Quanto maggiore è la quantità dei reagenti che si consuma (o dei prodotti che si for­ mano) nell’unità di tempo, tanto maggiore è la velocità della reazione. Il segno meno, posto davanti alla variazione di concentrazione dei reagenti, fa in modo che il valore della velocità sia positivo, via via che la loro concentrazione diminuisce. L’unità di misura della velocità di reazione è moli su litro per secondo, M/s (o per minuto o per ora). Consideriamo la seguente reazione di decomposizione: 2N2O5 → 4NO2 + O2

311

La velocità di reazione può essere espressa in due modi: [NO2]2 – [NO2]1 ∆[NO2] _____________ = 1. vprodotti = _____ t ∆t dove [NO2]2 è la concentrazione di NO2 al tempo t2 e [NO2]1 la concentrazione al tempo t1, con t2 > t1. Dato che [NO2]2 > [NO2]1 (la concentrazione dei prodotti aumenta via via che la reazione procede), la differenza [NO2]2 – [NO2]1 sarà mag­ giore di zero; quindi se ∆[NO2] > 0 la velocità è positiva. Il risultato di questo calcolo corrisponde al valore medio nell’intervallo (t2 – t1). [N2O5]2 – [N2O5]1 ∆[N2O5] = – ______________ 2. vreagenti = – _______ ∆t ∆t

Concentrazione (mol/L)

Dato che [N2O5]2 < [N2O5]1 (la concentrazione dei reagenti diminuisce via via che la reazione procede), la differenza [N2O5]2 – [N2O5]1 sarà minore di zero; quindi ∆[N2O5] < 0. Il segno “–” rende positivo il valore della velocità calcolata riferendo­ si al reagente. Il grafico della Figura 2 riporta la concentrazione di tutti i reagenti e i prodotti (sull’asse y) per la reazione 2N2O5 → 4NO2 + O2 in funzione degli intervalli di tempo (sull’asse x).

NO2

2,0

1,5

1,0 O2

0,5 N2O5 0 0

20

40 60 Tempo (min)

80

100

← Figura 2

Possiamo fare alcune considerazioni: • al tempo t = 0 le concentrazioni di NO2 e O2 (prodotti) sono entrambe uguali a 0, mentre la concentrazione di N2O5 (reagente) è massima; • via via che la reazione procede, la concentrazione di N2O5 diminuisce, mentre quel­ la di ciascuno prodotto aumenta; • la reazione bilanciata: 2N2O5 → 4NO2 + O2 indica che, nel tempo necessario per produrre 1 mol di ossigeno, sono prodotte 4 mol di NO2. La quantità di NO2 cresce quindi più rapidamente rispetto a quella dell’ossigeno, perché la velocità di forma­ zione di NO2 è 4 volte maggiore. Inoltre, nel tempo necessario per produrre 4 mol di NO2 si consumano 2 mol di N2O5, quindi anche la velocità con cui si consuma N2O5 è minore di quella che porta alla formazione di NO2. Pertanto possiamo scrivere: ∆[O2] 1 ∆[NO2] _____ 1 ∆[N2O5] __ = _______ = vreazione = – __ _______ ∆t ∆t 2 4 ∆t In pratica, per confrontare tra loro le velocità calcolate considerando la concentra­ zione di uno specifico reagente (o prodotto) occorre dividere per il rispettivo coef­ ficiente stechiometrico; • la velocità di reazione non è costante nel tempo, infatti nel grafico non ci sono del­ le rette. La velocità di formazione di NO2 è alta all’inizio e, con il procedere della trasformazione, decresce e tende a 0.

312

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

In generale, per una generica reazione: aA + bB → cC + dD dove a, b, c, d sono i coefficienti stechiometrici dell’equazione bilanciata, la velocità di reazione è definita come segue:

Velocità di reazione

1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] 1 ∆[A] v = – __ _____ = – __ _____ = + __ _____ = + __ _____ a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t

ENGLISH

velocità di reazione reaction rate

PROBLEMA SVOLTO

1 Determinare la velocità di reazione In base ai dati raccolti nella tabella, calcola la velocità di reazione nell’intervallo da t1 = 0 min a t2 = 10 min, per la decomposizione del pentaossido di diazoto: 2N2O5 → 4NO2 + O2 Tempo (min)

[N2O5] (M)

[NO2] (M)

[O2] (M)

0

1,24

0

0

10

0,92

0,64

0,16

20

0,68

1,12

0,28

30

0,50

1,48

0,37

40

0,37

1,74

0,44

50

0,27

1,92

0,48

60

0,20

2,08

0,52

RISOLVI

Dati

Incognite

t1 = 0 min

[n2o5]1 = 1,24 m

t2 = 10 min

[n2o5]2 = 0,92 m

vreazione = ?

La concentrazione del reagente (n2o5) diminuisce via via che la reazione procede; pertanto, per ottenere un valore positivo della velocità, devi mettere un segno meno: 1 ∆[n2o5] 1 ∆[reagente] vreazione = − __ ___________ = − __ _______ ∆t ∆t 2 2

Calcola inserisci i valori nell’equazione:

PREPARATI ALLA VERIFICA

∆t = (10 − 0 ) min = 10 min 1 [n2o5]2 – [n2o5]1 vreazione = – __ ______________ = ∆t 2

1 che cosa studia la cinetica chimica?

1 (0,92 m – 1,24 m) 1 (– 0,32 m) = – __ _____________ = – __ _________ = 0,016 m/min 10 min 2 2 10 min

2 che cosa si intende per velocità di reazione?

FAI PRATICA

2 Per una generica reazione A + B → C, la concentrazione del prodotto passa da 0,5 M a 1,5 M in 15 minuti; calcola la velocità di reazione.

[0,067 m/min]

3 Per quale ragione si mette il segno meno quando si calcola la velocità in funzione dei reagenti?

313

2

L’equazione cinetica e l’ordine di reazione

La relazione matematica che esprime il rapporto tra la velocità di reazione e la con­ centrazione dei reagenti è chiamata equazione cinetica. L’equazione cinetica esprime il modo in cui la velocità di una reazione chi­ mica dipende dalla concentrazione molare dei reagenti. Ogni reazione risponde in maniera differente alla variazione della concentrazione dei reagenti, per cui non è possibile trovare una relazione generale tra velocità e con­ centrazione che sia valida per tutte le reazioni. Per una generica reazione: aA + bB → c C + dD l’equazione cinetica assume la forma: v = k ⋅ [A]n ⋅ [B]m In questa equazione, v è la velocita di reazione, n ed m sono numeri piccoli in genere interi, che devono essere determinati sperimentalmente e di solito non coincidono con i coefficienti stechiometrici. La somma dei coefficienti n ed m rappresenta l’ordi­ ne di reazione, mentre il valore dei coefficienti n ed m identifica l’ordine di reazione relativo di ciascun reagente. La costante k è chiamata costante cinetica. La costante cinetica corrisponde alla velocità di reazione quando le concen­ trazioni dei reagenti sono pari a 1 M. Nel caso della decomposizione del pentaossido di diazoto: 2N2O5 → 4NO2 + O2 l’equazione cinetica, determinata sperimentalmente, è: 1 ∆[N2O5] = k ⋅ [N 2O 5] n v = – __ _______ ∆t 2 con n = 1. Pertanto l’equazione può essere scritta nella forma: v = k ⋅ [N 2O 5] 1 = k ⋅ [N 2O 5] L’ordine di reazione relativo di N2O5 è 1 e coincide con l’ordine di reazione. Si dice che la reazione è del primo ordine. Le reazioni del primo e secondo ordine sono abbastanza frequenti; lo sono anche le reazioni di ordine zero, la cui velocità non dipende dalla concentrazione dei reagenti. Le reazioni di ordine superiore al secondo sono invece meno frequenti.

Reazioni di ordine zero Vediamo qual è l’equazione cinetica di una reazione di ordine zero:

Equazione cinetica di una reazione di ordine zero v=k

314

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

La velocità di reazione è costante e non dipende dalla variazione della concentrazio­ ne dei reagenti (Figura 3): la concentrazione del reagente diminuisce con la stessa velocità via via che la reazione procede e il grafico corrispondente, che riporta la concentrazione dei reagenti in funzione del tempo, è una retta. Un esempio di reazione di ordine zero è la decomposizione dell’ammoniaca su un filo di platino: Pt 2NH 3 ⟶ 3H 2 + N 2

L’equazione cinetica, determinata sperimentalmente, è:

Concentrazione dei reagenti (mol/L)

1 ∆[NH3] = k ⋅ [NH 3] 0 = k v = – __ _______ 2 ∆t

0

← Figura 3

Tempo (min)

Reazioni del primo ordine Per le reazioni del primo ordine l’equazione cinetica è:

Equazione cinetica di una reazione del primo ordine v = k ⋅ [A] La reazione si dice anche “di ordine uno”. In questo caso, la velocità è direttamente proporzionale alla concentrazione del reagente. Questo significa che il tempo neces­ sario a ridurre della metà la concentrazione del reagente è costante; questo interval­ lo di tempo è detto tempo di dimezzamento (t _1_). 2 Nel caso della reazione: 2N2O5 → 4NO2 + O2 il tempo di dimezzamento di N2O5 è 23 minuti (Figura 4). Concentrazione del reagente (mol/L)

1

1 – 2

t1/2

1 – 4 1 ––– 16 0

23

46 69 Tempo (min)

92

← Figura 4

315

Dal grafico della figura si vede che: • nell’intervallo di tempo da t = 0 a t = t _1_, per la definizione stessa di tempo di dimez­ 2

zamento, la metà del reagente si trasforma nel prodotto: t _1_ 1 ⟶ N O [ 2 5] 0 2 __ [N 2O 5] 0 2 • nell’intervallo di tempo successivo, sempre uguale a t _1_, la concentrazione del rea­ 2

gente si dimezza ulteriormente; quindi, la concentrazione del reagente si riduce a un quarto di quella iniziale: t _1_ 1 1 2 __ __ [N 2O 5] 0 ⟶ [N 2O 5] 0 2 4 e così via. Il tempo di dimezzamento, per una data reazione del primo ordine, non dipende dalla concentrazione iniziale del reagente. In generale, maggiore è il tempo di dimez­ zamento, più lenta è la reazione, e viceversa.

Reazioni del secondo ordine Nelle reazioni del secondo ordine l’equazione cinetica è:

Equazione cinetica di una reazione del secondo ordine v = k ⋅ [A]2 La reazione si dice anche “di ordine due”. In questo tipo di reazioni la velocità è più sensibile alle variazioni delle concentrazioni dei reagenti. Per equazioni cinetiche di questo tipo, quando la concentrazione del reagente è metà di quella iniziale, la velo­ cità di reazione, che è direttamente proporzionale al quadrato della concentrazione 1 del reagente, risulterà __ di quella iniziale; con il passare del tempo, la quantità di 4 reagente che non si è trasformato sarà maggiore rispetto a una reazione del primo ordine (Figura 5). Un esempio di reazione chimica di secondo ordine è la decomposizione dello ioduro di idrogeno per via termica: 2HI (g) → H2 (g) + I2 (g) L’equazione cinetica della reazione, determinata sperimentalmente, è:

PREPARATI ALLA VERIFICA 4 in quale caso la costante cinetica corrisponde alla velocità di reazione? 5 che cos’è l’ordine di reazione? 6 Scrivi l’equazione cinetica di una reazione di ordine zero, del primo ordine e del secondo ordine.

v = k ⋅ [HI]2 1,0 Concentrazione di A (mol/L)

Nel grafico in Figura 5 sono riportate le tre curve del­ la variazione di concentrazione di un reagente A per tre reazioni di ordine diverso, ma con la stessa co­ stante di velocità. In una reazione del secondo ordi­ ne, la velocità decresce più rapidamente al diminuire dei reagenti rispetto a una reazione del primo ordine e, di conseguenza, la concentrazione residua di rea­ genti si assesta su valori quasi costanti più veloce­ mente. Invece la velocità di una reazione di ordine 0 rimane sempre la stessa.

0,8

0,6

secondo ordine

0,4 primo ordine 0,2 ordine zero 0,0 0

20

40

60 80 Tempo (min)

↑ Figura 5

316

100

120

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

3

La teoria degli urti

Grazie allo studio sperimentale delle cinetiche di reazione possiamo determinare la velocità di una trasformazione, ma queste informazioni non sono sufficienti per comprendere che cosa determina, a livello microscopico, la velocità né quali sono e come agiscono i fattori in grado di aumentarla o diminuirla. Un modello utile è costi­ tuito dalla teoria degli urti. Sappiamo che in una reazione chimica si rompono alcuni legami e se ne formano di nuovi. Affinché la reazione avvenga, cioè affinché i legami si rompano e si formino, le particelle devono urtarsi; non tutti gli urti, però, danno luogo a una reazione: que­ sta avviene solo se gli urti sono efficaci. Esaminiamo a titolo di esempio alcune situa­ zioni. • Se le particelle che si urtano non hanno energia sufficiente da permettere che i le­ gami si rompano, le molecole rimbalzano e si allontanano senza che avvenga una trasformazione.

ENGLISH

teoria degli urti collision model

urto non efficace: le molecole dei reagenti non hanno energia sufficiente

• Se le particelle hanno energia sufficiente, ma si urtano nel punto “sbagliato”, non danno luogo ai prodotti della reazione.

urto non efficace: le molecole dei reagenti non hanno un orientamento favorevole

• Se le particelle hanno energia sufficiente e si urtano con la corretta orientazione, si dice che l’urto è efficace e si verifica la reazione.

urto efficace: le molecole dei reagenti hanno energia sufficiente e orientamento favorevole

Quindi la velocità della reazione dipende dal numero di urti efficaci, cioè quelli che soddisfano contemporaneamente due requisiti: • hanno energia sufficiente; • hanno un orientamento favorevole.

317

L’energia di attivazione e il complesso attivato La quantità minima di energia che le molecole devono possedere per dare luogo ai prodotti è detta energia di attivazione (Ea). L’energia di attivazione è la quantità minima di energia necessaria per pro­ durre un urto efficace. L’energia di attivazione è specifica di ogni reazione e dipende dalla forza dei legami nei reagenti. È come se reagenti e prodotti fossero separati da una “barriera di ener­ gia” che deve essere superata affinché i primi si trasformino nei secondi. Ma quanto vale questa energia e qual è il suo significato? La teoria degli urti da questo punto di vista non aiuta: definisce le condizioni neces­ sarie affinché due molecole reagiscano fra loro, ma non dà una risposta a queste domande. Per comprendere a che cosa è dovuta la barriera di energia che i reagenti devono superare, dobbiamo ricorrere alla teoria del complesso attivato. Secondo tale teoria, quando le molecole dei reagenti danno luogo a un urto efficace formano un complesso attivato, cioè una specie instabile ad alta energia che può andare in­ contro a due diversi destini: 1. si separa nelle molecole dei prodotti, e la reazione avviene; 2. dà luogo alle molecole di partenza, e la reazione non avviene. Il complesso attivato è una specie in cui i vecchi legami si stanno rompendo, mentre i nuovi legami si stanno formando. L’energia del complesso attivato corrisponde al­ l’energia di attivazione ed è maggiore sia di quella dei reagenti sia di quella dei prodotti: è l’energia che occorre fornire per innescare la reazione. Possiamo com­ prendere meglio il significato dell’energia di attivazione rappresentando il profilo energetico di una trasformazione mediante il diagramma di reazione, un grafico in cui sull’asse delle ascisse è riportata la coordinata di reazione, che indica l’avanza­ mento dai reagenti al complesso attivato ai prodotti. Il diagramma in Figura 6 si riferisce a una generica reazione endotermica.

ENGLISH

energia di attivazione activation energy

ENGLISH

complesso attivato activated complex

2AB → A2 + B2

A B complesso attivato (stato di transizione) A B

Energia

energia di attivazione (Ea)

A 2 + B2 ΔE

2AB

Coordinata di reazione

La barriera di energia che il reagente AB deve superare per formare i prodotti A2 e B2 corrisponde all’energia del complesso attivato, in cui i legami dei reagenti si stanno rompendo, mentre contemporaneamente si stanno formando i legami dei prodotti.

318

← Figura 6

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

Consideriamo ora la reazione inversa, che è esotermica: A2 + B2 → 2AB A B

Energia

complesso attivato Anche in questo caso l’energia necessaria per innescare la (stato di transizione) A B reazione corrisponde alla differenza tra l’energia dei rea­ genti e quella del complesso attivato: tale differenza è mino­ energia di re di quella della reazione precedente. attivazione (Ea) Il profilo di reazione è illustrato in Figura 7. La frequenza degli urti (cioè il numero di urti nell’unità di A2 + B2 tempo) e la loro energia possono essere modificate agendo su alcuni fattori: ΔE • la temperatura, perché da essa dipendono sia l’energia dei reagenti sia la frequenza degli urti; 2AB • la concentrazione, il mescolamento dei reagenti e l’area Coordinata di reazione superficiale, che determinano il numero degli urti; • la presenza di catalizzatori, cioè sostanze che possono modificare l’energia di ↑ Figura 7 attivazione di una reazione chimica.

Effetto della temperatura

Frazione di particelle

In generale, la velocità delle reazioni chimiche aumenta quando aumentiamo la tem­ peratura. Lo possiamo verificare facilmente in cucina: gli alimenti sono tenuti al freddo nel frigorifero per rallentare le trasformazioni che ne determinano il deterio­ ramento, mentre nella pentola a pressione, a temperature maggiori di 100 °C, i cibi cuociono più velocemente. Ora che abbiamo un modello per spiegare in che modo le reazioni procedono dai rea­ genti ai prodotti, come possiamo spiegare questo effetto? Sappiamo che la tempera­ tura è un indicatore dell’energia cinetica delle particelle di un sistema: maggiore è la temperatura, maggiore è la loro energia cinetica (e la loro velocità). Di conseguenza, sarà maggiore anche il numero degli urti nell’unità di tempo e dunque la possibilità che si verifichino urti efficaci in grado di far avvenire una reazione. Inoltre, la tempe­ ratura non solo fa variare l’energia delle particelle, ma anche la distribuzione delle loro energie. L’energia di attivazione (Ea) di una data reazione, cioè l’energia minima che una particella deve avere per dare luogo a urti efficaci, è la stessa sia che il campione si trovi alla temperatura T1 sia che si trovi a una temperatura più alta T2; in ogni caso, solo la frazione di particelle con energia maggiore di Ea potrà reagire. Per ogni temperatura, questa frazione è rappresentata dall’area al di sotto della cur­ va, a destra del valore Ea (Figura 8). A temperatura più alta (T2), la curva a campana (di colore arancione, nel grafico della figura) è spo­ temperatura stata verso valori di energia cinetica più alti e quindi più bassa energia il numero di particelle in grado di reagire (identifi­ T1 di attivazione (Ea) cato dall’area tratteggiata in arancione, a destra dell’energia di attivazione) è maggiore di quello alla temperatura temperatura T1 (area in azzurro). T2 più alta L’energia di attivazione di una reazione a una speci­ fica temperatura è correlata alla costante cinetica (k) della reazione dall’equazione di Arrhenius.

Equazione di Arrhenius Ea ____

k = A ⋅ e −R ⋅ T

Energia cinetica

↑ Figura 8

319

Nell’equazione: • A è una costante specifica per ogni reazione; • R (8,314 J/mol · K) è la costante universale dei gas; • T è la temperatura (in K). Si tratta di una equazione esponenziale nella base e. Il valore della costante cinetica (k), e quindi della velocità di reazione, dipende dalla temperatura, che fa parte dell’e­ sponente dell’equazione. Il fattore esponenziale può assumere valori compresi tra 0 e 1, a seconda del “bilancio” tra Ea e T. Quindi possiamo affermare che: la velocità di reazione cresce all’aumentare della temperatura. Fai attenzione! Dal punto di vista della velocità, tutte le reazioni sono favorite da un aumento di temperatura, anche quelle indesiderate. Invece, dal punto di vista della spontaneità, alcune reazioni sono favorite da un aumento di temperatura, altre no.

Effetto della concentrazione L’equazione cinetica mostra che la velocità di reazione dipende dalla concentrazione dei reagenti: maggiore è il numero di particelle che si trovano in un dato volume (e quindi maggiore è la concentrazione o la pressione, nel caso dei gas), più frequen­ ti saranno gli urti. In genere, la velocità di una reazione cresce all’aumentare della concentrazione dei reagenti. La teoria degli urti ci fornisce una spiegazione: se aumenta la concentrazione, aumen­ ta la probabilità che le molecole si urtino nell’unità di tempo, e se aumentano le colli­ sioni aumenterà anche il numero di urti efficaci in grado di innescare una reazione.

Effetto della natura dei reagenti La velocità di una reazione dipende anche dalla natura dei reagenti, come si può fa­ cilmente constatare in laboratorio, per esempio osservando le seguenti trasforma­ zioni: Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

reazione lenta

reazione veloce

Magnesio e calcio sono entrambi elementi del gruppo IIA (2) e le reazioni sono dello stesso tipo, ma la reattività nei confronti dell’acqua è diversa: aumenta con il carat­ tere metallico, cioè scendendo lungo il gruppo, dal magnesio al calcio. Così, mentre il magnesio reagisce lentamente e solo a caldo, il calcio reagisce abbastanza rapida­ mente anche a freddo.

La superficie di contatto Quando il reagente si trova allo stato solido, la reazione inizia sulla superficie del reagente e prosegue verso il centro del solido man mano che questo si “consuma”. Per esempio, sappiamo che per accendere un fuoco è meglio usare piccoli pezzi di legno e non un grosso tronco: in questo modo si aumenta la superficie esposta all’a­ ria e si rende più rapida la combustione.

320

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

Per una reazione chimica, maggiore è la superficie di contatto, maggiore è la proba­ bilità che i reagenti si urtino. Nella Figura 9 possiamo vedere la reazione tra il marmo (CaCO3) e HCl: nel becher a sinistra (Figura 9a) è stata usata della polvere di marmo, nel becher a destra (Figura 9b) è stato usato un pezzetto di marmo di qualche centi­ metro di lato. Il marmo in polvere reagisce molto più rapidamente rispetto a quello in blocchi, perché offre all’acido una maggiore superficie di contatto. Alle stesse conclusioni si arriva confrontando il tempo che impiega una certa quan­ tità di HCl a sciogliere dei trucioli (o una lamina) di zinco oppure la stessa quantità di zinco in polvere. A parità di massa, infatti, la superficie di contatto dello zinco in polvere è di gran lunga maggiore rispetto a quella dello zinco in trucioli. Impiegando in entrambi i casi HCl alla stessa concentrazione, si osserva che lo zinco in polvere reagisce più velocemente. Anche il mescolamento dei reagenti rende più veloci le reazioni, poiché favorisce il contatto tra i reagenti e aumenta la probabilità che si verifichino urti efficaci: per questo in laboratorio le reazioni che avvengono in soluzione sono mantenute in agi­ tazione grazie a un’ancoretta magnetica immersa nel liquido e messa in movimento da un agitatore (Figura 10).

a

↑ Figura 9

b

↑ Figura 10

Effetto dei catalizzatori L’acqua ossigenata si decompone spontaneamente in acqua, liberando ossigeno, ma la reazione è molto lenta; se si lascia aperta una bottiglia di acqua ossigenata, non si vede alcun effetto. Però, se si aggiunge all’acqua ossigenata qualche cristallo di dios­ sido di manganese (MnO2) (Figura 11), o si introduce una paglietta di ferro (come quelle usate in cucina per pulire le pentole), si osserva una rapida formazione di bollicine di ossigeno.

← Figura 11

321

Il diossido di manganese (o la superficie porosa della paglietta) facilita la reazione, agendo da catalizzatore. Il catalizzatore non si modifica nella reazione e, in teoria, non si consuma. ENGLISH

Un catalizzatore è una sostanza che fa aumentare la velocità di reazione.

catalizzatore catalyst

Energia

Il catalizzatore fornisce ai reagenti una via alternativa, a minore energia, per arrivare ai prodotti (Figura 12): poiché abbassa l’energia di attivazione, esso permette a una maggiore frazione di particelle di dare luogo a urti efficaci.

reagenti

energia di attivazione in assenza del catalizzatore in presenza del catalizzatore

prodotti Coordinata di reazione

← Figura 12

Se il catalizzatore si trova nella stessa fase dei reagenti, si parla di catalisi omogenea; se invece il catalizzatore si trova in una fase diversa dai reagenti, la catalisi è eterogenea. Le marmitte catalitiche, per esempio, sono costituite da solidi che facilitano le reazioni a cui sono sottoposti i gas di scarico delle automobili (catalisi eterogenea). L’uso di un catalizzatore per aumentare la velocità di una reazione può dimostrarsi più efficace dell’aumento della temperatura, poiché quest’ultima favorisce tutte le reazioni in maniera indiscriminata mentre un catalizzatore può agire selettivamente e consentire di ottenere un solo prodotto tra i tanti possibili. I catalizzatori, inoltre, possono essere impiegati anche per rallentare reazioni troppo veloci; in questo caso si parla di catalisi negativa. Un catalizzatore negativo è anche detto inibitore. All’interno del corpo umano si trovano dei catalizzatori speciali, detti enzimi, che ope­ rano alla temperatura di 37 °C (quella a cui si trova il nostro organismo) per rendere più veloci reazioni che altrimenti sarebbero troppo lente. Gli enzimi sono molecole molto complesse: ciascuna di esse ha una forma ben precisa che le permette di acco­ gliere la molecola reagente, detta substrato (Figura 13), sul sito di reazione (cioè il luogo in cui avviene la reazione), talvolta modificando leggermente la propria forma. Per questa particolarità, si dice che gli enzimi sono catalizzatori specifici. substrato (glucosio)

PREPARATI ALLA VERIFICA 7 Secondo la teoria degli urti da che cosa dipende la velocità di reazione?

enzima (esochinasi)

↑ Figura 13

322

il substrato “induce” un adattamento nell’enzima: la sua forma cambia leggermente

8 in che modo la temperatura fa aumentare la velocità di una reazione chimica? 9 qual è l’effetto del catalizzatore sulla velocità di reazione?

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

4

L’equilibrio chimico

La carta, il gas metano, le benzine bruciano con l’ossigeno fino al completo esauri­ mento dei reagenti: sono reazioni complete. Una reazione chimica si dice comple­ ta quando tutti i reagenti si trasformano nei prodotti. Per esempio, la reazione tra lo zinco e l’acido solforico procede fino all’esaurimento dei reagenti: questa reazione è completamente spostata verso i prodotti, cioè è irreversibile. Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) La maggior parte delle reazioni chimiche però sono incomplete, cioè alla fine della trasformazione, oltre ai prodotti, sono ancora presenti dei reagenti. In questo caso si è in presenza di una trasformazione reversibile o all’equilibrio, caratterizzata da due reazioni: • quella diretta: reagenti → prodotti; • quella inversa: prodotti → reagenti. I due processi avvengono contemporaneamente, fino al raggiungimento di uno stato di equilibrio, in corrispondenza del quale la quantità dei prodotti e dei reagenti rimane costante. Quando si parla di equilibrio, si pensa all’equilibrio statico, rappre­ sentato da un oggetto appoggiato su un piano o da un quadro appeso a un chiodo, vale a dire da un oggetto che non cade perché la sua posizione resta fissa. In chimica, invece, il concetto di equilibrio è usato per descrivere una situazione in cui il sistema si trova in equilibrio dinamico, simile a quello tra un vapore saturo e il suo liqui­ do: tante sono le molecole che evaporano, quante quelle che condensano (Figura 14). Nel caso di una reazione chimica, tante sono le molecole di reagente che si trasfor­ mano in prodotto, quante quelle di prodotto in reagente. Le reazioni reversibili o all’equilibrio si rappresentano con una doppia freccia:

↑ Figura 14

A+B⇄C+D Una reazione è reversibile o all’equilibrio quando avviene in entrambe le direzioni, cioè quando avvengono contemporaneamente le reazioni diretta e inversa. Un reazione all’equilibrio è sempre incompleta.

ENGLISH

reazione reversibile reversible reaction

Consideriamo la reazione a 450 °C tra idrogeno e iodio. L’idrogeno è un gas incolore, lo iodio invece è viola. Il prodotto della reazione, lo ioduro di idrogeno, è un gas in­ colore. Quando mettiamo a contatto i due reagenti, si forma il prodotto e noi osser­ viamo che l’intensità del colore viola si attenua, ma non scompare del tutto, segno che una parte di I2 non ha reagito (Figura 15). reazione diretta

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g) incolore

viola

reazione inversa

valvola chiusa

valvola aperta

↑ Figura 15

323

Per comprendere meglio la dinamica del processo è necessario far riferimento alla velocità di reazione, che in questo caso è direttamente proporzionale alla concentra­ zione dei reagenti. Nella reazione diretta: H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g) la formazione del prodotto (HI) è veloce all’inizio e rallenta via via che i reagenti si consumano. Non appena si forma un po’ di HI, le nuove molecole possono urtarsi e dare la reazione inversa (sia pure a bassissima velocità): 2HI (g) → H2 (g) + I2 (g) La velocità della reazione inversa aumenta man mano che cresce la concentrazione di HI. Quindi, mentre la reazione diretta rallenta, la reazione inversa diventa via via più veloce. A un certo punto, la velocità della reazione diretta è uguale a quella della reazione inversa: la reazione ha raggiunto una condizione di equilibrio. Nella Figura 16a il grafico mostra come variano le concentrazioni dei reagenti (H2 e I2) e del prodotto (HI) man mano che la reazione procede; come possiamo notare, all’equilibrio le concentrazioni rimangono costanti. Nella Figura 16b il grafico mostra come variano le velocità della reazione diretta e di quella inversa: all’equilibrio le due velocità sono uguali. condizione di equilibrio

Concentrazione

HI

H2 + I2 concentrazione prodotti

a

Velocità di reazione

concentrazione reagenti

velocità della reazione diretta

b

Tempo

All’equilibrio, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti per­ ché le due reazioni, diretta e inversa, procedono alla stessa velocità. L’equilibrio chimico è la condizione dinamica in cui la reazione diretta e la reazione inversa si svolgono contemporaneamente alla stessa velocità.

velocità della reazione inversa Tempo

↑ Figura 16 ENGLISH

equilibrio chimico chemical equilibrium

La resa di una reazione all’equilibrio Il fatto che una reazione raggiunga l’equilibrio non significa che le concentrazioni dei reagenti siano uguali a quelle dei prodotti. Osserviamo il grafico in Figura 17: le rea­ zioni non si svolgono necessariamente al 50% in un verso e al 50% nell’altro. equilibrio

Concentrazione (%)

100

reagenti 50 prodotti

0

324

Tempo

condizione di equilibrio

← Figura 17

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

La resa delle reazioni all’equilibrio è sempre minore del 100% perché una parte dei prodotti dà la reazione inversa (in cui si riformano i reagenti). Possiamo distinguere due casi: • quando all’equilibrio la concentrazione dei reagenti è minore di quella dei prodotti (Figura 18), la resa è alta: la reazione diretta prevale sulla reazione inversa. Si dice che l’equilibrio è spostato a destra:

⟶C+D A+B←

all’equilibrio [reagenti] > [prodotti] equilibrio

100

reagenti

PREPARATI ALLA VERIFICA 10 quale condizione devono rispettare le cinetiche di una reazione diretta e inversa per dare origine a un equilibrio chimico?

50 prodotti 0

← Figura 19

Tempo

11 “all’equilibrio la composizione del miscuglio di reazione rimane costante nel tempo perché la reazione diretta e la reazione inversa si fermano”; spiega perché questa affermazione non è corretta.

Vediamo alcuni esempi. In condizioni ottimali, la reazione di sintesi dello ioduro di idrogeno ha una resa alta (Figura 20a): all’equilibrio, si è formato il 78% di HI e ri­ mangono inalterati l’11% di H2 e l’11% di I2. La reazione tra monossido di carbonio e acqua: CO (g) + H2O (g) ⇄ CO2 (g) + H2 (g) ha invece una resa bassa (Figura 20b): all’equilibrio si formano il 65% di CO e vapor d’acqua e il 35% di CO2 e H2. [H2 + I2]0

a

100

[HI]eq

78

[H2 + I2]eq

22

reazione spostata a destra resa alta

Concentrazione (%)

Concentrazione (%)

100

b [CO]eq = [H2O]eq

65

[CO2]eq = [H2]eq

35

reazione spostata a sinistra resa bassa

[CO2]0 = [H2]0

[HI]0 0

[CO]0 = [H2O]0

equilibrio

Tempo

0

equilibrio

Tempo

← Figura 20

325

5

La costante di equilibrio

Abbiamo studiato che la relazione matematica che esprime il rapporto tra la velocità di reazione e la concentrazione dei reagenti è chiamata equazione cinetica. Ogni reazione risponde in maniera differente alla variazione della concentrazione dei rea­ genti, per cui non è possibile trovare una relazione tra velocità e concentrazione che sia valida in generale. È possibile però affermare che la velocità di reazione è diretta­ mente proporzionale alla concentrazione dei reagenti. Per una generica reazione bi­ lanciata con coefficienti stechiometrici a, b, c, d (diversi da 1): aA + bB ⇄ cC + dD le equazioni cinetiche relative alle reazioni diretta e inversa sono: vdiretta = kdiretta · [A]a · [B]b

vinversa = kinversa · [C]c · [D]d

Per ognuna delle due reazioni abbiamo scritto una costante cinetica: kdiretta e kinversa. All’equilibrio, la velocità diretta e la velocità inversa sono uguali, quindi: vdiretta = vinversa

kdiretta · [A]a · [B]b = kinversa · [C]c · [D]d

Il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti all’equilibrio è costante ed è indicato con Kc detta costante di equilibrio e data da: Kc = kdiretta /kinversa

ENGLISH

costante di equilibrio equilibrium constant

PER CAPIRE

Costante di equilibrio prodotti

Per la reazione: 2NO (g) + O2 (g)

[C]c · [D]d Kc = ________ [A]a · [B]b reagenti

Kc =

2NO2 (g)

[NO2 (g)]2 [NO (g)]2 · [O2 (g)]

Questa espressione della costante di equilibrio fu introdotta nel 1864 da due chimici norvegesi in seguito ai loro studi sperimentali; la chiamarono legge dell’azione di massa perché allora la concentrazione era chiamata “massa attiva”.

Legge dell’azione di massa Per ogni reazione all’equilibrio, a una data temperatura, il rapporto fra il pro­ dotto delle concentrazioni delle specie a destra della freccia e il prodotto delle concentrazioni delle specie a sinistra della freccia, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, ha un valore costante.

PROBLEMA SVOLTO

3 Dalla costante di equilibrio alla reazione all’equilibrio Scrivi la reazione a cui si riferisce la seguente espressione della costante di equilibrio: [HI (g)]2 Kc = _____________ [I2 (g)]⋅ [H2 (g)] RISOLVI

Puoi ricavare i reagenti dal denominatore della espressione della Kc: i2 (g) + h2 (g)

326

ENGLISH

legge dell’azione di massa law of mass action

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

dato che si tratta di una reazione all’equilibrio, scrivi una doppia freccia e poi i prodotti, che puoi ricavare dal numeratore della Kc: i2 (g) + h2 (g) ⇄ hi (g) infine, devi bilanciare la reazione; puoi farlo scrivendo come coefficiente stechiometrico di ciascun reagente o prodotto il rispettivo esponente: i2 (g) + h2 (g) ⇄ 2hi (g)

FAI PRATICA

4 Scrivi le reazioni a partire dalle seguenti costanti di equilibrio: [CO] · [H2]3 b. Kc = ___________ [CH4] · [H2O]

[NO2]2 a. Kc = ______ [N2O4]

Nella Tabella 1 sono riportati i valori delle costanti di equilibrio di alcune reazioni (le costanti di equilibrio sono indicate senza unità di misura). Reazione

Kc

IN DIGITALE

In più Tabella delle costanti di equilibrio

Favoriti all’equilibrio

2co (g) + o2 (g) ⇄ 2co2 (g)

2,0 · 1011

prodotti

n2 (g) + 3h2 (g) ⇄ 2nh3 (g)

1,6 · 102

prodotti

n2 (g) + o2 (g) ⇄ 2no (g)

2,0 · 10–2

reagenti

Pci5 (g) ⇄ Pci3 (g) + cl2 (g)

1,2 · 10–2

reagenti

↑ Tabella 1 alcuni valori di Kc a una data temperatura. Dato che nell’espressione della costante di equilibrio le concentrazioni dei prodotti stanno al numeratore e quelle dei reagenti stanno al denominatore, possiamo fare le seguenti osservazioni: • se Kc >> 1, la concentrazione di uno o più reagenti (che si trovano al denominato­ re) deve essere molto vicina a zero; i prodotti prevalgono all’equilibrio. Per valori di Kc > 100 la reazione diretta è ampiamente favorita:

reagenti

prodotti Kc >> 1

• se Kc 4,2 mg la quantità per litro è sufficiente alla sopravvivenza dei pesci!

FAI PRATICA

16 A 3000 metri d’altitudine, la pressione parziale dell’ossigeno è 0,14 atm. Calcola la

solubilità dell’ossigeno nelle acque montane alla temperatura di 20 °C sapendo che [1,8 · 10−4 mol/L] la costante di Henry è 1,3 · 10−3 mol/L · atm.

Il prodotto di solubilità Abbiamo visto che nelle soluzioni dei sali si stabilisce un equilibrio tra due processi opposti: la dissoluzione del solido e la precipitazione degli ioni solvatati nel solido. A temperatura ambiente, il cloruro di argento (AgCl) è quasi del tutto insolubile in ac­ qua (Figura 31). In realtà, anche il cloruro di argento si scioglie, ma in quantità mol­ to limitata. Infatti, l’equilibrio di solubilità è spostato verso il solido:

→ Ag+ (aq) + Cl− (aq) AgCl (s) ⟵ composto poco solubile l’equilibrio è spostato verso il solido

L’equilibrio di solubilità è un equilibrio eterogeneo perché si instaura tra sostan­ ze che si trovano in stati fisici diversi: il soluto, solido, e la soluzione, liquida. Dato che il solido puro (a sinistra nell’equilibrio) ha una concentrazione costante, essa può essere inglobata nella costante di equilibrio (Kc), che pertanto assume la forma di un prodotto, chiamato prodotto di solubilità (Kps): [Ag (aq)] · [Cl (aq)] Kc = __________________ +

−

la concentrazione del solido puro è grossomodo costante

[AgCl (s)]

da cui: Kps = Kc · [AgCl (s)] = [Ag+ (aq)] · [Cl– (aq)]

340

prodotto di solubilità

↑ Figura 31 ENGLISH

prodotto di solubilità solubility product constant

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

Nel prodotto di solubilità, la concentrazione di ogni ione in soluzione è elevata a un esponente uguale al suo coefficiente stechiometrico. Anche in questo caso il coeffi­ ciente 1 è omesso. Pertanto, nel caso del prodotto di solubilità di CaF2 avremo: CaF2 (s)

Ca2+ (aq) + 2 F – (aq)

Kps = [Ca2+ (aq)]·[F – (aq)]2

Il prodotto di solubilità, come tutte le costanti di equilibrio, dipende dalla temperatu­ ra. A 25 °C, il difluoruro di calcio ha Kps = 3,9 · 10–11, che è un valore piuttosto basso. Qual è la relazione che lega la solubilità, cioè il valore che esprime la massima quan­ tità di soluto che può sciogliersi in una data quantità di solvente a una data tempera­ tura, e il prodotto di solubilità? Se l’elettrolita è del tipo AgI, AgCl, BaSO4, cioè so­ stanze che in soluzione instaurano un equilibrio simile a: AB (s) ⇄ A+ (aq) + B− (aq) la solubilità s corrisponde alla concentrazione di ciascuno dei due ioni in soluzione. Considerando la costante all’equilibrio della precedente reazione avremo: Kps (AB) = [A+ (aq)] · [B− (aq)] = s · s = s2

da cui

___

s = √Kps

solubilità

Se l’elettrolita è del tipo CuCl2, Ca(OH)2, PbCl2, cioè sostanze che in soluzione danno un equilibrio simile a: AB2 (s) ⇄ A2+ (aq) + 2B− (aq) il prodotto di solubilità sarà:

___

Kps (AB2) = [A (aq)] · [2B (aq)] = s · (2s) = 4s 2+

−

2

2

3

da cui

s=

√K4 3

ps ___

solubilità

PROBLEMA SVOLTO

17 Calcolare il prodotto di solubilità La solubilità del difluoruro di calcio a 25 °C è 2,0 · 10–4 M. Calcola il prodotto di solubilità di CaF2. RISOLVI

Dati

Incognite

s (caF2) = 2,0 · 10–4 m

Kps = ?

Scrivi l’equilibrio di solubilità di caF2: caF2 (s) ⇄ ca2+ (aq) + 2F– (aq) s 2s L’espressione del prodotto di solubilità è: Kps = [ca2+] · [2F–]2 = s · (2s)2 = 4s3

Calcola inserisci i valori della solubilità s e calcola il valore di Kps: Kps = 4s3 = 4 · (2,0 · 10–4)3 = 3,2 · 10–11

FAI PRATICA

18 Calcola il prodotto di solubilità del tetraossocromato (VI) di diargento (Ag2CrO4) sapendo che la sua solubilità è 7,8 · 10−5 M (a 25 °C).

[1,9 · 10–12]

341

Anche se non possiamo considerare alcun composto ionico come del tutto insolubile, dal punto di vista pratico è utile distinguere tra composti solubili e poco solubili. La formula di un composto ionico non ci aiuta a distinguere in tal senso; però alcune regole empiriche permettono di prevederne la solubilità (Tabella 2). Composti solubili

↓ Tabella 2 alcuni esempi ed eccezioni di composti solubili e insolubili.

Eccezioni (cioè poco solubili)

tutti i sali di na+, K+ e nh4+ nitrati (no3–), clorati (clo3–), perclorati (clo4–), acetati (ch3coo–)

acetati di al3+, ag+

cloruri (cl–), bromuri (br –), ioduri (i–)

cloruri, bromuri, ioduri di ag+, hg22+, Pb2+

fluoruri (F–)

fluoruri di mg2+, ca2+, Sr2+, ba2+, Pb2+

solfati (So42–)

solfati di ca2+, Sr2+, ba2+, Pb2+

Composti poco solubili

Eccezioni (cioè solubili)

la maggior parte di carbonati (co32–), fosfati (Po43–), ossalati (c2o42–), cromati (cro42–)

sali di nh4+ e dei metalli alcalini

la maggior parte dei solfuri (S2–) dei metalli

solfuri di Li+, na+, K+, nh4+, ca2+, Sr2+, ba2+

la maggior parte degli idrossidi (oh–) e degli ossidi dei metalli

idrossidi di Li+, na+, K+, nh4+, ca2+, Sr2+, ba2+

La precipitazione Le concentrazioni degli ioni in soluzione dipendono dalla solubilità del sale e, come si è detto, tanto più piccolo è il valore del Kps, tanto minore è la solubilità del composto. Il prodotto di solubilità del diioduro di piombo (PbI2) a 25 °C è 1,4 · 10–8. • Se in una soluzione a 25 °C il prodotto delle concentrazioni ioniche supera il valore di Kps (cioè 1,4 · 10–8), il sale in eccesso precipita (Figura 32). [Pb2+] · [I–]2 > Kps → il soluto precipita

• Se il prodotto delle concentrazioni ioniche è minore di Kps, la soluzione è insatura perciò si può sciogliere altro soluto. [Pb2+] · [I–]2 < Kps → la soluzione è insatura

• Se il prodotto delle concentrazioni ioniche è uguale a Kps, la soluzione è satura. [Pb2+] · [I–]2 = Kps → la soluzione è satura In una soluzione si forma un precipitato quando il prodotto delle concentra­ zioni ioniche, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è mag­ giore di Kps.

PROBLEMA SVOLTO

19 Prevedere la formazione di un precipitato Verifica se si forma un precipitato di diioduro di piombo quando si mescolano volumi uguali di triossonitrato (V) di piombo (II) 0,2 M e di ioduro di potassio 0,2 M, secondo la reazione: Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s) Il prodotto di solubilità di PbI2 è 1,4 · 10–8 a 25 °C.

342

← Figura 32

ENGLISH

precipitato precipitate

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

RISOLVI

Per prevedere se si forma un precipitato, è opportuno scrivere l’equazione netta (cioè senza gli ioni spettatori): Pb2+ (aq) + 2i– (aq) ⇄ Pbi2 (s) moltiplica le concentrazioni dei due ioni, ciascuna elevata al rispettivo coefficiente stechiometrico, e confronta il risultato con Kps; se il prodotto è maggiore di Kps, allora Pbi2 precipita. Fai attenzione! dato che si mescolano volumi uguali delle due soluzioni, nella soluzione finale le concentrazioni degli ioni (da utilizzare nei calcoli) non saranno 0,2 m ma 0,1 m (cioè la metà).

Calcola 1. determina il prodotto delle concentrazioni ioniche: [Pb2+] · [ i–]2 = (0,1) · (0,1)2 = 0,001 2. confronta il risultato del Kps. dato che: Kps = 1,4 · 10–8 < 0,001 si formerà un precipitato.

FAI PRATICA

20 Verifica se si forma un precipitato di cloruro di argento quando si mescolano 200 mL di AgNO3 1,0 · 10–4 M con 900 mL di KCl 1,0 · 10–6 M. (Per AgCl, Kps = 1,6 · 10–10).

VIDEO TUTORIAL

L’effetto dello ione comune Che cosa succede se, a una soluzione satura di cloruro di argento (AgCl) si aggiunge del cloruro di sodio (NaCl)? Per cercare di capire le dinamiche che si possono instau­ rare, è necessario considerare gli equilibri in soluzione di ciascun sale: 1. reazione di dissociazione del cloruro d’argento: AgCl (s) ⇄ Ag+ (aq) + Cl− (aq)

PROBLEMA SVOLTO

Valutare l’effetto dello ione comune

2. reazione di dissociazione del cloruro di sodio: NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl− (aq)

ENGLISH

L’aggiunta del cloruro di sodio provoca un aumento della concentrazione in soluzio­ ne degli ioni cloruro (Cl−). Per il principio di Le Châtelier, l’equilibrio è perturbato e si sposta a sinistra favorendo la precipitazione del cloruro di argento: aggiunta dello ione comune cl–

AgCl (s) ⇄ Ag+ (aq) + Cl– (aq) l’equilibrio si sposta verso sinistra

effetto dello ione comune common-ion effect

PREPARATI ALLA VERIFICA 17 che cos’è la solubilità? 18 definisci l’equilibrio di solubilità.

Quando si instaura una nuova situazione d’equilibrio, la concentrazione in soluzione dello ione Ag+ sarà inferiore. Lo ione cloruro, presente nei due sali, è detto ione comune.

19 che cos’è il prodotto di solubilità?

La solubilità di un composto ionico in una soluzione che contiene uno ione co­ mune è minore della solubilità in acqua pura (effetto dello ione comune).

21 descrivi l’effetto dello ione comune.

20 che cos’è un precipitato? e in quali condizioni si forma?

343

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

La velocità di reazione

La CINETICA CHIMICA studia la velocità con cui avviene una reazione chimica e i fattori in grado di influenzarla. La VELOCITÀ DI REAZIONE esprime la variazione della quantità di un reagente o di un prodotto nell’unità di tempo.

2

L’equazione cinetica e l’ordine di reazione

L’equazione cinetica esprime il modo in cui la velocità di una reazione chimica dipende dalla concentrazione molare dei reagenti. in una REAZIONE DI ORDINE zero: v = k; la velocità non dipende dalla variazione della concentrazione dei reagenti. in una REAZIONE DEL PRIMO ORDINE: v = k · [A]; la velocità è direttamente proporzionale alla concentrazione del reagente. in una REAZIONE DEL SECONDO ORDINE: v = k ∙ [A]2; la velocità è più sensibile alle variazioni delle concentrazioni dei reagenti.

3

La teoria degli urti

La TEORIA DEGLI URTI è utile per spiegare i fattori dai quali dipende la velocità di reazione. maggiore è il numero di urti, maggiore è la velocità di reazione. non tutti gli urti danno luogo a una reazione. affinché siano efficaci, le particelle devono avere un’energia sufficiente e un orientamento favorevole. L’ENERGIA DI ATTIVAZIONE è la quantità minima di energia necessaria per produrre un urto efficace. È possibile affermare che la velocità di una reazione dipende dalla natura dei reagenti, dalla temperatura e dalla concentrazione dei reagenti. La velocità di reazione è influenzata anche dalla superficie di contatto: maggiore è questa superficie, maggiore è la velocità. un CATALIZZATORE è una sostanza che fa aumentare o diminuire la probabilità che avvengano urti efficaci.

4

L’equilibrio chimico

L’EQUILIBRIO CHIMICO è la condizione dinamica in cui la reazione diretta e quella inversa si svolgono contemporaneamente alla stessa velocità. all’equilibrio le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non sono uguali. La reazione può essere spostata verso i prodotti oppure verso i reagenti.

5

La costante di equilibrio

Per ogni reazione all’equilibrio, a una data temperatura, il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni delle specie a destra della freccia (prodotti) e il prodotto delle concentrazioni delle specie a sinistra della freccia (reagenti), ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, ha un valore costante. questo valore identifica la COSTANTE DI EQUILIBRIO. nei sistemi eterogenei all’equilibrio, il valore della costante non dipende dalla quantità di solidi o di liquidi puri.

6

Il principio di Le Châtelier

Se le condizioni di un sistema all’equilibrio sono modificate, il sistema (la reazione chimica) reagisce raggiungendo un nuovo equilibrio in modo da contrastare l’effetto della perturbazione. il PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER consente di prevedere come si comporta una reazione quando la sua condizione di equilibrio è perturbata per effetto di una variazione della concentrazione, del volume (pressione) o della temperatura.

7

Gli equilibri di solubilità

La SOLUBILITÀ di una sostanza dipende dalla natura del soluto e del solvente, dalla temperatura e dalla pressione. in generale è possibile affermare che solventi polari sciolgono soluti polari, mentre solventi non polari sciolgono soluti non polari. La solubilità dei solidi in genere cresce all’aumentare della temperatura; al contrario, quella dei gas diminuisce all’aumentare della temperatura. L’EQUILIBRIO DI SOLUBILITÀ si instaura quando, in una soluzione satura, la velocità di dissoluzione di un soluto solido è uguale alla velocità di precipitazione; è un equilibrio eterogeneo e la costante (Kc) non dipende dalla concentrazione del solido; per questo si definisce il prodotto di solubilità Kps che “contiene” la concentrazione del solido. in una soluzione si forma un precipitato quando il prodotto delle concentrazioni ioniche, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è maggiore di Kps.

344

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

CINETICA CHIMICA descritta dalla

studia

TEORIA DEGLI URTI

EQUILIBRIO CHIMICO

che spiega come

che si instaura quando la NATURA DEI REAGENTI

SUPERFICIE DI CONTATTO infuenzano la

PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER

REAZIONE DIRETTA e la

descritto dalla

REAZIONE INVERSA

COSTANTE DI EQUILIBRIO

TEMPERATURA

CONCENTRAZIONE

le cui perturbazioni sono previste dal

che diventa

hanno la stessa VELOCITÀ DI REAZIONE

PRODOTTO DI SOLUBILITÀ che indica se la

negli

REAZIONE

EQUILIBRI ETEROGENEI in cui può essere presente un

è spostata verso

PRECIPITATO

REAGENTI

PRODOTTI

345

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 9 un generico elemento radioattivo ha un tempo di

1 La velocità di reazione 1 osserva il grafico che indica la variazione della

concentrazione di una sostanza nel tempo e completa inserendo le grandezze fisiche lungo gli assi. Secondo te il grafico rappresenta la variazione della concentrazione di un reagente o di un prodotto? motiva la risposta.

…………………

…………………

2 Per una generica reazione a + b → c, in 300 s si misura la

formazione di 6,0 ∙ 10−3 mol/L di prodotto. calcola la velocità della reazione. [2,0 · 10−5 m/s]

3 considera la seguente reazione bilanciata: a + 3b → 2c + 2d. qual è la velocità di reazione sapendo che in 15,16 minuti la concentrazione di b passa da 0,990 m a 0,912 m? [0,0017 m/min]

4 calcola la velocità della reazione 2a → 3b, sapendo che

la concentrazione di a passa da 0,432 m a 0,387 m in 3,48 minuti. [6,45 · 10−3 m/min]

5 in una reazione le concentrazioni dei reagenti diminuiscono

da 1,974 m a 0,862 m in 37,0 secondi. calcola la velocità di reazione. [0,0300 m/s]

6 data la generica reazione di decomposizione: 2a2b5 → 4ab2 + b2 calcola la velocità di formazione di b2, sapendo che in 40 minuti si ottiene una concentrazione di 0,44 m di prodotto. [0,011 m/min]

7 calcola la velocità di reazione nell’intervallo da t1 = 0,0 min a

t2 = 60,0 min, per la decomposizione del pentaossido di diazoto: 2n2o5 → 4no2 + o2 sapendo che in 60,0 minuti, la concentrazione di no2 diventa pari a 2,08 m. [0,00867 m/min]

8 in una generica reazione, la concentrazione di a varia secondo i dati in tabella.

[A]

0,0

0,7825

60,0

0,7490

120,0

0,7165

A calcola le velocità al primo e secondo minuto. B Per quale ragione le due velocità non sono identiche? [v1 = 5,58 · 10−4 m/s; v2 = 5,42 · 10−4 m/s]

346

10 La velocità di reazione di decomposizione dell’acqua

ossigenata in acqua e ossigeno è 5,70 · 10−4 m/s. Scrivi e bilancia la reazione poi calcola la velocità di formazione dell’ossigeno. [2,85 · 10−4 m/s]

11 considera la reazione tra diossido di azoto gassoso

0

Tempo (s)

dimezzamento di 64 ore. calcola la velocità di decadimento di una soluzione la cui concentrazione è 1,68 m. [3,64 · 10−6 m/s]

e l’ossigeno, che dà pentaossido di diazoto gassoso. A Scrivi e bilancia la reazione. B La velocità di trasformazione del diossido di azoto è 0,00260 m/s. a che velocità è consumato l’ossigeno? C qual è la velocità di formazione del pentaossido di diazoto? D qual è la velocità di reazione [B. 6,50 · 10−4 m/s; C. 0,0013 m/s; D. 6,50 · 10−4 m/s]

12 nella generica reazione 4a + 2b → 2c + 6d, sperimenti

che la concentrazione di a diminuisce alla velocità di 1,24 · 10−3 m/s. A a che velocità scompare il reagente b? B qual è la velocità di formazione del prodotto d? [A. 6,20 · 10−4 m/s; B. 1,86 · 10−3 m/s]

13 in laboratorio hai una soluzione costituita dai seguenti ioni: 2Fe3+ (aq) + Sn2+ (aq) → 2Fe2+ (aq) + Sn4+ (aq) A calcola la velocità di formazione dello ione ferroso (Fe2+), sapendo che in 42,3 s ottieni una concentrazione di 1,0 · 10−3 m. B rispetto allo ione ferroso, com’ è variata la concentrazione dello ione stannico nei 42,3 s? C qual è la velocità di formazione dello ione stannico nell’intervallo considerato? D con quale velocità gli ioni ferrico (Fe3+) e stannoso (Sn2+) scompariranno? E qual è la velocità di reazione? [A. 2,4 · 10−5 m/s; B. 5,0 · 10−4 m; C. 1,2 · 10−5 m/s; D. v(Fe3+) = 2,4 · 10−5 m/s; v(Sn2+) = 1,2 · 10−5 m/s; E. 1,2 · 10−5 m/s]

14 La reazione tra bromo e acido formico (hcooh) è: br2 (aq) + hcooh (aq) → 2br− (aq) + 2h+ (aq) + co2 (g) considera i dati in tabella: Tempo (s)

[Br2]

0,0

0,0240

100,0

0,0202

200,0

0,0169

300,0

0,0142

400,0

0,0119

A calcola la velocità di trasformazione del bromo in tutti gli intervalli. B rappresenta su un grafico la curva delle concentrazioni di bromo in funzione del tempo.

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

2 L’equazione cinetica e l’ordine di reazione

4 L’equilibrio chimico

15 indica se le seguenti affermazioni sono vere o false.

21 osserva i due grafici e completa le legende con i termini mancanti.

……………… 100 …………… …………………………

A in una reazione di primo ordine, la velocità di reazione e la concentrazione del reagente sono direttamente proporzionali. B L’equazione cinetica di una reazione del secondo ordine è v = k · [a]2. C L’equazione cinetica v = k è quella di una reazione di ordine zero.

16 nella stratosfera, l’ossigeno viene prodotto dalla reazione: o (g) + o3 (g) → 2o2 (g) La costante di velocità è 4,15 · 105 (L/mol · s); l’ordine di reazione relativo di ciascun reagente è 1. calcola la velocità di formazione dell’ossigeno (o2) quando le concentrazioni dei due reagenti sono: • [o] = 1,0 · 10−14 m • [o3] = 2,0 ∙ 10−8 m [8,3 · 10−17 m/s]

……………

0 ……………

………………

17 La velocità di una generica reazione a + b → c + d è:

100

v1 = k · [a] · [b]. …………………………

A Stabilisci l’ordine complessivo di reazione e quello relativo a ciascun reagente. B come varia la formula della velocità se raddoppia la concentrazione di b? C quale sarà la nuova relazione tra v1 e v2?

……………

50 …………… 0

3 La teoria degli urti

……………

18 indica l’affermazione errata. A La teoria degli urti è un modello utile per spiegare i fattori dai quali dipende la velocità di reazione. B La velocità della reazione dipende soltanto dal numero totale di urti che si verificano fra le molecole, non dal numero di urti efficaci. C i catalizzatori possono essere impiegati anche per rallentare reazioni troppo veloci; in questo caso si parla di catalisi negativa.

19 definisci i seguenti termini. A B C D

50

catalizzatore: ............................................................................................. catalisi omogenea: .................................................................................. catalisi eterogenea: ................................................................................. catalisi negativa: .......................................................................................

5 La costante di equilibrio 22 Scrivi la costante d’equilibrio delle seguenti reazioni. A no2 (g) + h2 (g) ⇄ no (g) + h2o (g) B 2nobr (g) ⇄ 2no (g) + br2 (g) C br2 (g) + cl2 (g) ⇄ 2brcl (g)

23 quale tra le reazioni che seguono è più spostata a destra? motiva la scelta sul quaderno. A hF (aq) ⇄ h+ (aq) + F− (aq) B h2S (aq) ⇄ hS− (aq) + h+ (aq) C hi (aq) ⇄ h+ (aq) + i− (aq)

24 indica quale delle seguenti espressioni della Kc corrisponde a quella della costante all’equilibrio della generica reazione

20 osserva l’immagine e completa le legende con le

informazioni mancanti. Poi spiega quale curva indica che la reazione è favorita dalla presenza di un catalizzatore. ………………………

Kc = 6,3 · 10−4 Kc = 1,0 · 10−7 Kc = 1,0 · 1010

2a + 3b ⇄ c + 4d è: A B C D

Kc = [a] · [b] / [c] · [d] Kc = [c] · [d]4 / [a]2 · [b]3 Kc = [c] · [d] / [a] · [b] Kc = [c] · [d]4 · [a]2 · [b]3

Energia

25 Scrivi le reazioni a partire dalle corrispondenti costanti …………… …………………

d’equilibrio. A Kc = [h2o (g)]2 · [So2 (g)]2 / [h2S (g)]2 · [o2 (g)]3 B Kc = [ch3oh (g)] / [h2 (g)]2 · [co (g)] C Kc = [n2 (g)]2 · [h2o (g)]6 / [nh3 (g)] · [o2 (g)]3

26 Scrivi le reazioni a partire dalle corrispondenti costanti ………………… ………………… Coordinata di reazione

d’equilibrio. A Kc = [co] · [h2o] / [co2] · [h2] B Kc = [ag(nh3)2+] / [ag+] · [nh3]2 C Kc = [n2]2 · [h2o]6 / [nh3]4 · [o2]3 D Kc = [cF4] · [hF]4 / [ch4] · [F2]4

347

27 Scrivi la costante all’equilibrio delle seguenti reazioni

34 a temperature piuttosto elevate, lo iodio molecolare (i2)

eterogenee. A 2nahco3 (s) ⇄ na2co3 (s) + co2 (g) + h2o (g) B agcl (s) ⇄ ag+(aq) + cl− (aq) C ag2cro4 (s) ⇄ 2ag+ (aq) + cro4− (aq)

instaura un equilibrio con lo iodio atomico, secondo la reazione: i2 (g) ⇄ 2i (g)

28 considera la reazione all’equilibrio tra idrogeno e ossigeno gassosi per formare vapore acqueo. A Scrivi e bilancia la reazione. B Scrivi la costante all’equilibrio. C calcola il valore della costante Kc sapendo che all’equilibrio hai le seguenti concentrazioni: idrogeno = 9,20 m, ossigeno = 2,40 m, vapore acqueo = 7,48 m.

35 data la reazione a ⇄ b + c, calcola la concentrazione iniziale

[C. 0,275]

29 considera la reazione all’equilibrio tra lo zinco metallico e gli

ioni argento (i). i prodotti di reazione sono gli ioni zinco (ii) e l’argento metallico. a una specifica temperatura, la costante all’equilibrio della reazione vale 1,06 · 1053. A completa e bilancia l’equilibrio: zn (s) + 2ag+ (aq) ⇄ .............................................................. B L’equilibrio è spostato a favore dei reagenti o dei prodotti? motiva la risposta. C ipotizza un grafico sul quaderno che metta in relazione i profili delle curve dei reagenti e dei prodotti in funzione del tempo. D Scrivi l’espressione della costante all’equilibrio.

30 considera la reazione di decomposizione del pentacloruro di fosforo condotta a 400 K: Pcl5 (g) ⇄ Pcl3 (g) + cl2 (g) calcola la costante Kc, sapendo che all’equilibrio le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono: • [Pcl5 (g)] = 0,0428 mol/L • [Pcl3 (g)] = 0,01935 mol/L • [cl2 (g)] = 0,0524 mol/L

[0,0237]

31 La cianammide è un composto di formula h2ncn, spesso

usato per la produzione di farmaci e di alcuni composti organici. a 423,2 K instaura il seguente equilibrio, la cui costante vale 0,349.

N C N

H H

H

N C N

H

calcola la concentrazione all’equilibrio delle due specie chimiche, sapendo che in un contenitore del volume di 5,00 L sono introdotte 0,268 mol di reagente. Per comodità chiama il reagente a e il prodotto b. [[a]eq = 0,0397 mol/L; [b]eq = 0,0139 mol/L]

32 Si fanno reagire 0,84 mol di a con 1,32 mol di b in 1,35 L di

soluzione. calcola le concentrazioni all’equilibrio di tutte le specie presenti, sapendo che la reazione è a + b ⇄ 2c e che la costante Kc vale 1,75 · 10−2. [[a] = 0,574 m; [b] = 0,930 m; [c] = 0,0960 m]

33 il fosgene (cloruro di carbonile, cocl2), a temperatura

ambiente è un gas incolore tossico e aggressivo, dal tipico odore di fieno ammuffito. calcola le concentrazioni all’equilibrio quando 1,48 mol di cocl2 (g) alla temperatura di 527 °c sono immesse in un volume di 1,00 L (Kc = 5,785 · 10−7). La reazione è: cocl2 (g) ⇄ co (g) + cl2 (g). [[cocl2 (g)]eq = 1,48 m; [co (g)] = [cl2 (g)]eq = 9,25 · 10−4 m]

348

a 205 °c la costante all’equilibrio vale 3,39 · 10−12. calcola la concentrazione all’equilibrio di iodio atomico quando è presente una concentrazione iniziale di 0,00155 m di i2 (g). [7,24 · 10−8 m] e all’equilibrio di a, sapendo che: A Kc vale 3,44 · 10−1 (T = 400 K); B all’equilibrio sono presenti 0,340 mol di b e 0,340 mol di c in 0,890 L di soluzione. [[a]iniziale = 0,806 m; [[a]equilibrio = 0,424 m]

36 La costante d’equilibrio Kc per la reazione:

n2o4 (g) ⇄ 2no2 (g) è 4,63 · 10−3 a 25 °c. qual è il valore della Kp?

[0,113]

37 alla temperatura di 400 K la reazione: 3h2 (g) + n2 (g) ⇄ 2nh3 (g) ha un valore della Kp pari a 1,34 · 10−3. quanto vale la Kc nelle stesse condizioni? [1,45]

38 in un reattore del volume di 10,0 L

sono introdotti 200,0 g di carbone e 5,50 mol di acqua. il reattore è portato alla temperatura di 400 °c. Sapendo che all’equilibrio ci sono 2,20 mol di acqua, calcola la Kp della reazione: c (s) + h2o (g) ⇄ co (g) + h2 (g). [27,4]

39 in reattore del volume di 1,00 dm3 sono introdotte 2,00 mol

di monossido di carbonio e 1,00 mol di vapore acqueo. alla temperatura di 673,2 K, si instaura un equilibrio che porta alla formazione di diossido di carbonio e idrogeno gassoso. A Scrivi e bilancia la reazione. B calcola la concentrazione all’equilibrio di tutte le specie chimiche presenti, sapendo che la costante vale Kc = 163,69. C individua la corrispondente Kp. [B. [co] = 1,01 mol/L; [h2o] = 0,01 mol/L; [co2] = [h2] = 0,9940 mol/L]

40 il metanolo (ch3oh) è prodotto industrialmente per

reazione tra il monossido di carbonio e l’idrogeno. A Scrivi e bilancia la reazione all’equilibrio della sintesi del metanolo. B in laboratorio introduci in un reattore 5,58 m di idrogeno e 1,36 m di monossido di carbonio. a 773 K, la costante all’equilibrio vale 2,40 · 10−6. calcola la concentrazione all’equilibrio di tutte le specie chimiche presenti. Per facilitarti i conti, trascura l’incognita (x) al denominatore quando imposti la costante all’equilibrio (Kc). C determina la Kp. [B. [ch3oh] = 1,02 · 10−4 m; [co] = 1,36 m; [h2] = 5,58 m; C. 5,96 · 10−10]

41 a 77,0 °c, il pentacloruro di fosforo si decompone in

tricloruro di fosforo e cloro. calcola la Kp e Kc, sapendo che le pressioni parziali all’equilibrio del reagente e dei prodotti sono: preagente = 3,34 atm; pprodotto = 6,66 atm; pprodotto = 4,68 atm. [Kp = 9,33; Kc = 0,324]

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

42 in un recipiente del volume di 7,80 L, alla temperatura di

600,0 K, lo iodio e l’idrogeno reagiscono per formare lo ioduro di idrogeno. A Scrivi e bilancia la reazione all’equilibrio. B raggiunto l’equilibrio, il recipiente contiene 5750 mg di iodio, 456,0 mg di idrogeno e 58070 mg di ioduro di idrogeno. determina la Kc e Kp dell’equilibrio. [Kc = Kp = 40,3]

43 in un reattore del volume di 1,00 m sono introdotte 3

6,00 mol di idrogeno e 2,00 mol di azoto. A Scrivi e bilancia l’equilibrio gassoso che porta alla formazione di ammoniaca. B calcola la costante (Kc), sapendo che all’equilibrio ottieni una concentrazione di 2,08 · 10−4 m di ammoniaca. C determina le frazioni molari delle specie chimiche coinvolte nell’equilibrio. [B. 124; C. χ(h2) = 0,729; χ(n2) = 0,244; χ(nh3) = 0,0267]

6 Il principio di Le Châtelier 44 considera la generica reazione a + b ⇄ c + d + calore e completa le affermazioni. A Se aumenta la concentrazione di a, l’equilibrio si sposta a ................................................... B Se diminuisce la concentrazione di b, l’equilibrio si sposta a ................................................... C Se aumenta la temperatura, l’equilibrio si sposta a ................................................... D Se diminuisce la concentrazione di d, l’equilibrio si sposta a ...................................................

45 considera la generica reazione a + b ⇄ 2c. Le concentrazioni all’equilibrio, a una data temperatura, sono: • [a]eq = 0,10 m • [b]eq = 0,20 m • [c]eq = 0,20 m

Successivamente sono aggiunte 0,10 m di c. L’equilibrio si sposta a destra o a sinistra?

46 bilancia la seguente reazione all’equilibrio: ch4 (g) ⇄ c2h6 (g) + h2 (g) A come potresti spostare l’equilibrio a favore dei prodotti? B avrebbe senso agire sulla pressione per spostare l’equilibrio a favore dei prodotti? motiva la risposta.

47 Scrivi e bilancia la reazione all’equilibrio tra tetraossido di

diazoto e diossido di azoto, entrambi allo stato gassoso. A La reazione ha un valore di ∆H° = +57,2 kJ. aumentando la temperatura come reagisce l’equilibrio? B aumentando la pressione, come reagisce l’equilibrio?

48 considera la reazione: cl2o7 (g) ⇄ cl2o5 (g) + o2 (g). all’equilibrio si raggiungono le seguenti concentrazioni: • [cl2o7 (g)]eq = 1,40 m • [cl2o5 (g)]eq = [o2 (g)]eq = 0,350 m in laboratorio si decide di aumentare la concentrazione del reagente, aggiungendo 1,50 mol/L. A qual è il valore della costante all’equilibrio? B come reagisce l’equilibrio alla perturbazione? C qual è la nuova composizione all’equilibrio? [A. 0,0875; C. [cl2o7 (g)]eq = 2,76 m; [cl2o5 (g)]eq = [o2 (g)]eq = 0,492 m]

7 Gli equilibri di solubilità 49 L’equilibrio di solubilità è: A B C D

un equilibrio omogeneo. un sistema a tre fasi. un equilibrio eterogeneo. sempre spostato a destra.

50 La solubilità di un composto ionico in una soluzione che contiene uno ione comune è: A minore della solubilità in acqua pura. B maggiore della solubilità in acqua pura. C uguale alla solubilità in acqua pura. D indipendente dalla presenza dell’acqua pura.

51 Valuta se si forma un precipitato quando si mescolano

0,0500 L di agno3 1,0 ∙ 10−2 m con 0,0010 L di nacl 1,0 · 10−3 m, sapendo che il prodotto di solubilità Kps del cloruro di argento è 1,8 · 10−10 (a 25 °c).

52 calcola il prodotto di solubilità del cloruro d’argento sapendo

che in una soluzione satura sono presenti 1,312 · 10−5 mol/L di ioni argento e 1,312 · 10−5 mol/L ioni cloruro. La reazione è: [1,721 · 10−10] agcl (s) ⇄ ag+ (aq) + cl− (aq).

53 calcola la solubilità nelle seguenti reazioni. Kps = 1,50 · 10−10 A caF2 (s) ⇄ ca2+ (aq) + 2F− (aq) 2+ 2− B cdco3 (s) ⇄ cd (aq) + co3 (aq) Kps = 6,20 · 10−12 3+ − C al(oh)3 (s) ⇄ al (aq) + 3oh (aq) Kps = 3,70 · 10−33 [A. s (caF2 (s)) = 3,35 · 10−4 m; B. s (cdco3 (s)) = 2,49 · 10−6 m; C. s (al(oh)3 (s)) = 5,93 · 10−9 m]

54 La solubilità del cloruro di argento in acqua, a 283 K,

è 9,0 · 10−4 g/L. A Scrivi la reazione di dissociazione del cloruro di argento in acqua e la costante all’equilibrio. B converti la solubilità in g/100 mL. C calcola il Kps del sale. [B. 9,0 · 10−5 g/100 mL; C. 3,94 · 10−11]

55 considera due differenti sali, il cromato di bario e il

carbonato di nichel. A Scrivi le formule dei due sali e le corrispondenti reazioni di dissociazione, bilanciate. B calcola la solubilità dei due sali e determina qual è più solubile in acqua. considera i seguenti dati: Kps (cromato di bario) = 2,1 · 10−10; Kps (carbonato di nichel) = 1,3 · 10−7. [s(cromato di bario) = 1,45 · 10−5; s(carbonato di nichel) = 3,60 · 10−4]

56 in laboratorio ci sono due becher: il primo contiene una

soluzione di cloruro di argento (Kps = 1,8 10−10, a 25 °c); il secondo, una soluzione di cromato di argento (Kps = 1,2 · 10−12, a 25 °c). A Scrivi e bilancia i due equilibri di dissociazione. B calcola la solubilità dei due sali in soluzione e individua il più solubile. [s(cloruro di argento) = 1,3 · 10−5 m; s(cromato di argento) = 6,7 · 10−5 m]

57 L’analisi geologica di un terreno agricolo afferma che il suolo

è ricco di calcare (carbonato di calcio). Valuta la quantità di carbonato di calcio che si scioglie in un ettaro (10 000 m2), sapendo che la piovosità media è di 600 mm l’anno. Scrivi e bilancia la reazione di dissociazione del carbonato di calcio e poi calcola la solubilità del sale, sapendo che il prodotto di solubilità vale 4,9 · 10−9. [7,0 · 10−5 m]

349

COMPETENZE energia e in sostanze semplici, necessarie al nostro organismo per svolgere tutte le sue funzioni. il processo digestivo inizia in bocca, dove è presente la saliva che contiene la ptialina, un enzima che agisce durante la masticazione. in questa fase il cibo, sminuzzato e mescolato alla saliva, forma il bolo. questo procede verso lo stomaco, dove le cellule dell’organo producono il succo gastrico, costituito da hcl in soluzione acquosa. una delle funzioni di questa sostanza è quella di impedire la sopravvivenza di agenti patogeni presenti nel cibo. inoltre la presenza dell’hcl crea un ambiente adatto all’azione della pepsina e della chimosina, due enzimi specializzati nella demolizione delle proteine. nello stomaco inizia anche la digestione dei grassi. dopo 2 o 3 ore dall’inizio del pasto, il cibo passa per il piloro e arriva nel duodeno, che costituisce la parte più alta dell’intestino. il percorso che il cibo deve ancora compiere è lungo e tortuoso e terminerà nell’intestino crasso, dove andrà incontro a un processo che lo trasformerà in un prodotto di scarto. a. qual è la principale funzione di un catalizzatore? b. quali sono i catalizzatori citati nel testo?

59 CALCOLA E DISEGNA UN GRAFICO Per la generica reazione: 2a2b5 → 4ab2 + b2 in laboratorio si sono registrate le seguenti concentrazioni dei reagenti e prodotti in funzione del tempo. Tempo (s)

[A2B5]

[AB2]

[B2]

61 LEGGI IL GRAFICO E ARGOMENTA osserva il grafico e analizza tutte le informazioni presenti. A A

A2 + B2 ∆E 2AB Coordinata di reazione

a. Scrivi la reazione rappresentata nel grafico. b. che cos’è il complesso attivato? c. Sapresti spiegare perché la reazione diretta è favorita rispetto a quella inversa? d. La reazione diretta è esotermica o endotermica? motiva la risposta.

62 DISEGNA UN GRAFICO E ARGOMENTA rappresenta su un grafico la variazione della concentrazione delle specie a e b in funzione del tempo e rispondi alle domande.

Prova con Excel

IN DIGITALE

0

2,48

0

0

10

1,84

1,28

0,32

20

1,36

2,24

0,56

0

1,24

0

30

1

2,96

0,74

10

0,92

0,64

40

0,74

3,48

0,88

20

0,68

1,12

50

0,54

3,84

0,96

30

0,5

1,48

60

0,4

4,16

1,04

40

0,37

1,74

50

0,27

1,92

60

0,27

1,92

Tempo (min)

a. rappresenta su un grafico le concentrazioni dei reagenti e prodotti. IN DIGITALE Prova con Excel

60 DISEGNA UN GRAFICO E CALCOLA L’ammoniaca è uno

dei composti maggiormente prodotti al mondo: la cina ne produce il 28,4%, l’india l’8,6%, la russia l’8,4%, gli Stati uniti l’8,2%. Più dell’80% dell’ammoniaca è utilizzata per la sintesi dei fertilizzanti, mentre la frazione rimanente trova impiego nella produzione di plastiche, fibre, esplosivi e farmaci. a. rappresenta su un istogramma la produzione mondiale di ammoniaca nei vari Paesi, sapendo che nel 2004 ne sono state prodotte 109 000 000 di tonnellate. b. calcola la quantità di ammoniaca sintetizzata per i fertilizzanti e quella prodotta per le plastiche, fibre, esplosivi e farmaci. c. calcola, infine, la variazione di energia libera di Gibbs (∆G°) in condizioni standard per la reazione: n2 (g) + 3 h2 (g) → 2nh3 (g) sapendo che ∆G°(n2) = 0,00 kJ/mol, ∆G°(h2) = 0,00 kJ/mol, e ∆G°(nh3) = −16,6 kJ/mol. [b. mfertilizzanti = 87 200 000 tonnellate; maltro = 21 800 000 tonnellate; c. −33,2 kJ]

[A]

[B]

a. quale curva rappresenta i reagenti e quale i prodotti? motiva la risposta. b. ipotizza che il grafico ottenuto faccia riferimento a un generico equilibrio. come sarebbe la resa di reazione all’equilibrio? motiva la risposta. c. in quale momento si realizza l’equilibrio tra la reazione diretta e quella inversa? motiva la risposta. d. analizza questo secondo grafico: la reazione è più o meno spostata verso i prodotti rispetto alla precedente? 120 Concentrazione (100%)

b. qual è la velocità di reazione considerando ciascun intervallo di tempo? compila una tabella sul quaderno.

350

B complesso attivato B (stato di transizione) energia di attivazione (Ea)

Energia

58 LEGGI E ARGOMENTA La digestione trasforma il cibo in

100 80 60 40 20 0 0

10

20

30 40 50 Tempo (min)

60

70

80

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

63 ARGOMENTA E CALCOLA in un reattore industriale del

volume di 20,0 L avviene la reazione tra monossido di carbonio e vapor d’acqua per dare idrogeno gassoso e diossido di carbonio. a. Scrivi e bilancia la reazione. b. classifica ciascun composto. c. calcola la costante Kc e Kp, sapendo che all’equilibrio sono presenti 2,6 mol di monossido di carbonio, 9,2 mol di vapor d’acqua, 4,0 mol di idrogeno e 4,0 mol di diossido di carbonio. d. agendo solo sulle concentrazioni, come potresti ridurre la resa di reazione? motiva la scelta. [c. Kc = Kp = 0,67]

64 ARGOMENTA E CALCOLA L’idrogeno solfuro d’ammonio

(nh4hS) è un composto piuttosto instabile che, a temperatura ambiente (25 °c), instaura il seguente equilibrio: nh4hS (s) ⇄ nh3 (g) + h2S (g). a. Scrivi la costante all’equilibrio. b. che cosa si intende per equilibrio eterogeneo? c. calcola la pressione totale esercitata dalla reazione, sapendo che la Kp vale 0,108. d. considera solo l’ammoniaca e rappresenta la formula di Lewis del composto. e. che tipo di geometria assume l’ammoniaca? [c. ptot = 0,658 atm]

65 PROBLEM SOLVING ipotizza di aggiungere 20,0 mL di ioduro di potassio 0,20 m a 100,0 mL di una soluzione 0,010 m di nitrato di piombo. La reazione è:

Si avrà la formazione del precipitato ioduro di piombo? [3,69 · 10−5 > 7,1 · 10−9]

66 ARGOMENTA L’emoglobina (anche indicata con il simbolo

hb) trasporta ossigeno in tutte le cellule del nostro organismo. ha una struttura formata da quattro catene, ognuna delle quali ospita un gruppo eme, al centro del quale c’è un atomo di ferro sotto forma di ione Fe2+. tale ione lega a sé l’ossigeno in modo reversibile. H2C CH

N

H3C N

Fe

CH3 N C H

N C HO

CH2

O O

CH3

C OH

struttura emoglobina

all’equilibrio che porta alla formazione del tricloruro di fosforo gassoso e al cloro gassoso, a partire dal pentacloruro di fosforo gassoso. a. Scrivi e bilancia la reazione. b. qual è la natura della reazione (scambio, sintesi, doppio scambio…)? c. calcola la costante Kp sapendo che le pressioni parziali sono: • p (Pcl5) = 0,834 atm • p (Pcl3) = 2,34 atm • p (cl2) = 3,33 atm d. calcola la costante Kc sapendo che la reazione avviene alla temperatura di 350,0 K. e. Scrivi la configurazione elettronica di P e cl. f. delle sostanze che prendono parte alla reazione all’equilibrio, qual è caratterizzata da un legame covalente omopolare puro? [c. Kp = 9,34; d. Kc = 0,325]

68 CALCOLA L’etilene (c2h4) a temperatura e pressione

ambiente, è un gas molto infiammabile. riscaldando 12,0 g di etilene in un reattore del volume di 15,00 L alla temperatura di 777 °c, si instaura il seguente equilibrio: c2h4 (g) ⇄ c2h2 (g) + h2 (g).

Sapendo che la costante di equilibrio Kc vale 0,100, determina le concentrazioni delle tre specie chimiche all’equilibrio. [[c2h4 (g)]eq = 0,0055 m; [c2h2 (g)]eq = [h2 (g)]eq = 0,0235 m]

69 ARGOMENTA E CALCOLA nel reattore di un impianto

Pbi2 (s) ⇄ Pb2+ (aq) + 2i− (aq) con Kps(Pbi2) (15 °c) = 7,1 · 10−9.

H3C

67 ARGOMENTA E CALCOLA considera la reazione

gruppo EME

considera l’equilibrio tra emoglobina (hb) e ossigeno secondo la reazione semplificata: hb + 4o2 ⇄ hb(o2)4 a. Scrivi la costante all’equilibrio della reazione. b. il trasporto di ossigeno da parte dell’emoglobina è un esempio di adattamento continuo dell’equilibrio alle differenti condizioni presenti nei tessuti. Caso 1 Prevedi come si sposterà l’equilibrio nei polmoni, dove vi è abbondanza di ossigeno. motiva la risposta. Caso 2 Prevedi come si sposterà l’equilibrio quando il sangue raggiunge le cellule, dove vi è carenza di ossigeno.

chimico del volume V = 150,0 L è introdotta una miscela gassosa formata da 30,0 mol di metano (ch4) e 30,0 mol di vapore acqueo (h2o). alla temperatura di 1000 K, i due reagenti danno origine alla reazione all’equilibrio che porta alla formazione di monossido di carbonio (co) e idrogeno gassoso (h2). a. Scrivi e bilancia la reazione reversibile. b. calcola le pressioni parziali iniziali della miscela gassosa metano-vapor d’acqua. c. calcola la pressione totale iniziale della miscela gassosa. d. Scrivi la costante Kp dell’equilibrio considerato. e. calcola il valore della Kp sapendo che le pressioni parziali all’equilibrio sono: • p (ch4) = p (h2o) = 0,72 atm • p (h2) = 2,54 atm • p (co) = 0,845 atm [b. p (ch4) = 16,4 atm; p (h2o) = 16,4 atm; c. Ptot = 32,8 atm; e. Kp = 26,7]

70 ARGOMENTA E CALCOLA

H osserva il grafico e determina la 17,73% N formula molecolare del composto 82,27% incognito. La massa molare determinata sperimentalmente è 17,03 g/mol. Poi rispondi alle domande. a. completa e bilancia la reazione all’equilibrio tra l’acqua e il composto che hai trovato: ............. + ............. ⇄ nh+4 + oh–. b. il valore della costante di reazione è Kc =1,79 ∙ 10–5. calcola le concentrazioni all’equilibrio di tutte le specie presenti, sapendo che la concentrazione iniziale del composto che hai determinato è 6,87 ∙ 10–2 m. [[nh4+]eq = [oh−]eq = 1,11 · 10−3 m; [nh3]eq = 6,76 · 10−2 m]

351

Raggiungere l’uguaglianza di genere ed emancipare tutte le donne e le ragazze 5.5 Garantire piena ed effettiva partecipazione femminile e pari opportunità di leadership ad ogni livello decisionale in ambito politico, economico e della vita pubblica.

VIDEO

9 Dicembre 1977

È il 1977: esce per la prima volta nelle sale cinematografiche il film Guerre stellari e diventa una delle saghe fantascientifiche più famose della storia del cinema; la storica società di Steve Jobs e Steve Wozniak immette sul mercato l’Apple II, il primo computer accessibile a tutti; l’elemento chimico transuranico 107 è ottenuto bombardando l’isotopo 209 del bismuto con nuclei dell’isotopo 54 del cromo; si scoprono i polimeri organici elettroconduttori; Ferid Murad dimostra che la nitroglicerina agisce rilasciando un gas, il monossido di azoto, che a sua volta induce il rilassamento delle cellule della muscolatura liscia dei vasi sanguigni. Sir Charles Spencer, noto con il nome di Charlie Chaplin, muore alla vigilia di Natale, dopo aver sentito le note di A Christmas Carol. Pochi però ricordano che nel 1977, durante la seduta del 9 dicembre, il Parlamento italiano approva la legge n. 903 sulla parità di trattamento tra uomini e donne in materia di lavoro: • Art. 1 È vietata qualsiasi discriminazione fondata sul sesso per quanto riguarda l’accesso al lavoro indipendentemente dalle modalità di assunzione e qualunque sia il settore o il ramo di attività, a tutti i livelli della gerarchia professionale (…). • Art. 2 La lavoratrice ha diritto alla stessa retribuzione del lavoratore quando le prestazioni richieste siano uguali o di pari valore. I sistemi di classificazione professionale ai fini della determinazione delle retribuzioni debbono adottare criteri comuni per uomini e donne (…). Evoluzione di uomini e donne nelle cariche accademiche delle università statali (2000-2018) Ric. TI: Ricercatori a tempo inteterminato donne

uomini

LO SAPETE CHE…?

38,1%

TOTALE

24%

Ordinarie

76%

Ordinari Associate

38,5%

Associati

61,5%

Ric. TI

49,4%

Ric. TI 0%

(fonte: Cineca)

• … in Italia, dove ci sono pochissimi laureati, il 55% di questi è rappresentato dalle donne.

61,9%

TOTALE

352

• Art 3 È vietata qualsiasi discriminazione fra uomini e donne per quanto riguarda l’attribuzione delle qualifiche, delle mansioni e la progressione nella carriera (…). Tuttavia, i 19 articoli non risolvono il problema della discriminazione: in Italia le donne laureate sono più degli uomini, ma la percentuale di coloro che trovano un impiego è inferiore. Le giovani laureate sono molto determinate, ma l’inserimento nel mondo del lavoro, anche accademico, dopo il conseguimento del titolo è differente da ciò che si riscontra per gli uomini: il 44% dei laureati trova il primo impiego a meno di un mese dalla laurea, contro il 37% delle laureate. Recentemente negli atenei la situazione è migliorata: nel 2000 le donne rappresentavano il 29% del corpo accademico, mentre nel 2018 la percentuale è salita al 38,1%. Il numero delle docenti con il titolo di Professore Ordinario, che in ambito universitario rappresenta la massima carica, sono passate dal 13,4% al 24%, quelle con il titolo di Professore Associato dal 27,9% al 38,5% e le ricercatrici a tempo indeterminato dal 41,9% al 49,4%. Questi numeri, però, evidenziano che al progredire della carriera accademica continuano a esserci sempre più uomini rispetto alle donne. Le donne rappresentano il 37,8% del personale accademico, percentuale che varia in funzione delle aree disciplinari: quelle con la maggiore presenza femminile sono le aree delle Scienze dell’antichità, filologico-letterarie e storico artistiche (54,1%) e delle Scienze biologiche (53,9%), in cui le donne rappresentano più della metà dei docenti. Ancora un appunto riguardo agli eventi del 1977: Rosalyn Sussman Yalow vince il premio Nobel per la medicina e nasce Samantha Cristoforetti, la prima donna astronauta italiana ad andare nello Spazio.

50,6% 20%

40%

60%

80%

• … il 12 settembre 2017, a roma, è stato ufficialmente sottoscritto il manifesto per l’occupazione Femminile, redatto da Valore D, la prima associazione italiana di imprese che promuove la diversità, il talento e la leadership femminile. oggi l’associazione conta 166 aziende associate che impiegano complessivamente oltre 1,5 milioni di dipendenti. • … la differenza di genere (gender gap) esiste anche nelle pubblicazioni scientifiche. un articolo pubblicato nel 2019 sulla rivista scientifica The Lancet evidenzia che solo un autore su tre dal 2013 al 2018, che ha pubblicato sulla stessa rivista, è donna.

11 VeLocità di reazione ed equiLibrio chimico

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 La costante all’equilibrio per la reazione: rreagenti ⇄ pprodotti

è descritta da: A K = [prodotti] · [reagenti] B K = [prodotti] / [reagenti] C K = [reagenti] / [prodotti] D K = [prodotti]p / [reagenti]r

in un liquido: A aumenta all’aumentare della temperatura. B diminuisce al diminuire della temperatura. C diminuisce all’aumentare della temperatura. D non dipende dalla temperatura.

VERIFICA INTERATTIVA

8 in chimica la velocità di una reazione chimica esprime

2 indica l’affermazione corretta. A Le sostanze che si sciolgono bene nell’acqua sono dette idrofile; quelle che si sciolgono con difficoltà nell’acqua sono dette idrofobe. B Le sostanze che si sciolgono bene nell’acqua sono dette idrofobe; quelle che si sciolgono con difficoltà nell’acqua sono dette idrofile. C Le sostanze che non si sciolgono nell’acqua sono dette idrofile; quelle che si sciolgono completamente nell’acqua sono dette idrofobe. D Le sostanze che si sciolgono bene nell’acqua sono dette non elettroliti; quelle che si sciolgono con difficoltà nell’acqua sono dette elettroliti.

3 in una soluzione satura: A il solvente in eccesso è in equilibrio con la sua soluzione. La velocità di solvatazione è uguale alla velocità di precipitazione e la quantità di solvente disciolto rimane costante. B il soluto in eccesso è in equilibrio con la sua soluzione. La velocità di solvatazione non è uguale alla velocità di precipitazione e la quantità di soluto disciolto rimane costante. C il soluto in eccesso è in equilibrio con la sua soluzione. La velocità di solvatazione è uguale alla velocità di precipitazione e la quantità di soluto disciolto rimane costante. D il soluto in eccesso è in equilibrio con la sua soluzione. La velocità di solvatazione è uguale alla velocità di precipitazione, ma la quantità di soluto disciolto varia costantemente.

4 in una soluzione si forma un precipitato quando il prodotto delle concentrazioni ioniche: A ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è maggiore del Kps. B è maggiore del Kps. C ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è minore del Kps. D ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è uguale al Kps.

5 L’equilibrio chimico è la condizione: A statica, in cui la reazione diretta e la reazione inversa si svolgono contemporaneamente alla stessa velocità. B dinamica, in cui la reazione diretta e la reazione inversa si svolgono contemporaneamente alla stessa velocità. C dinamica, in cui la reazione diretta e la reazione inversa si svolgono a velocità diverse. D dinamica, in cui la velocità della reazione diretta è sempre maggiore rispetto alla velocità della reazione inversa.

6 La relazione tra Kp e Kc è: A Kp = Kc · (R ∙ T)−∆n B Kc = Kp · (R ∙ T)∆n

7 in generale, la solubilità di un gas disciolto

C Kp = Kc · (R ∙ T)∆n D Kp = Kc · (R/T)∆n

la variazione della quantità: A dei reagenti o dei prodotti. B dei reagenti o dei prodotti nella soluzione. C dei reagenti o dei prodotti nel tempo. D dei reagenti o dei prodotti al variare della temperatura.

9 in un equilibrio chimico, al tempo t = 0 la concentrazione

dei prodotti è: A uguale a 1, mentre la concentrazione dei reagenti è 0. B uguale a zero, mentre la concentrazione dei reagenti è massima. C massima, mentre la concentrazione dei reagenti è minima. D uguale a quella dei reagenti.

10 Se le particelle che si urtano: A non hanno energia sufficiente da permettere che i legami si rompano, le molecole rimbalzano e si allontanano senza che avvenga una trasformazione. B hanno energia sufficiente da permettere che i legami si rompano, le molecole rimbalzano e si allontanano senza che avvenga una trasformazione. C non hanno energia sufficiente da permettere che i legami si rompano, le molecole non rimbalzano e la reazione avviene. D non hanno energia sufficiente da permettere che i legami si rompano, le molecole si avvicinano e cambiano stato fisico.

11 La quantità minima di energia necessaria per produrre un urto efficace è chiamata: A energia di attivazione. B energia di disattivazione. C entalpia. D energia libera di Gibbs.

12 i catalizzatori possono essere impiegati anche per rallentare

reazioni troppo veloci. in questo caso si parla di catalisi: A positiva e il catalizzatore positivo è anche detto inibitore. B negativa e il catalizzatore negativo è anche detto stimolatore. C eterogenea e il catalizzatore positivo è anche detto inibitore. D negativa e il catalizzatore negativo è anche detto inibitore.

13 nelle reazioni che raggiungono l’equilibrio: A le concentrazioni dei reagenti sono sempre minori di quelle dei prodotti. B le concentrazioni dei reagenti sono sempre maggiori di quelle dei prodotti. C le concentrazioni dei reagenti sono sempre uguali a quelle dei prodotti. D non è detto che le concentrazioni dei reagenti siano uguali a quelle dei prodotti.

353

ALLENATI PER L’UNIVERSITÀ

CAPITOLI 7 - 8 - 9 - 10 - 11

Selezione di domande derivanti dai Test di Ammissione alle facoltà di Medicina e Odontoiatria, Veterinaria e Professioni sanitarie 1 il composto Koh è: A B C D E

superossido di potassio perossido di potassio ossido acido di potassio idrossido di sodio idrossido di potassio

Professioni Sanitarie, 2019

2 quale delle seguenti affermazioni non è corretta? A mg(hSo4)2 è la formula di un sale quaternario B S8 è la formula di una molecola di una sostanza elementare C nh3 è la formula di una molecola tetratomica D hno3 è la formula di una molecola triatomica E o3 è la formula di una molecola triatomica Medicina e Odontoiatria, 2019

3 in quale delle seguenti specie chimiche il manganese si trova nello stato di ossidazione (iV)? A mno2 B mno42− C mno4− D mno E mn2o3 Medicina e Odontoiatria, 2019

4 quale tra i seguenti composti è un idruro? A B C D E

hbr hcn mg(oh)2 cah2 cuSo4 · 5h2o

Veterinaria, 2019

5 quale tra le seguenti affermazioni non è corretta: A B C D E

l’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 oppure −1 l’ossigeno può avere numero di ossidazione −1 il fluoro ha numero di ossidazione −1 oppure 0 lo ione calcio ha numero di ossidazione +2 lo ione cloruro ha sempre numero di ossidazione −1

Veterinaria, 2018

6 quale tra le seguenti scritture indica lo ione bromato? A B C D E

bro5− bro7− bro3− bro− br−

Veterinaria, 2018

7 i non metalli reagiscono con l’ossigeno per dare: A B C D E

anidridi eteri ossidi basici alcani idracidi

Medicina e Odontoiatria, 2017

354

8 dalla reazione di quale delle seguenti coppie di sostanze si ottiene come prodotto un sale? A Li2o + co2 B al + o2 C cao + h2o D Li + h2o E Feo + K Veterinaria, 2019

9 nell’acqua, che è un solvente polare, si scioglie meglio: A B C D E

un grasso la benzina un sapone nacl (soluto ionico) nessuna delle altre alternative è corretta

Professioni Sanitarie, 2019

10 quale delle seguenti azioni produce una soluzione acquosa

di nano3 (m = 85 g/mol) con concentrazione 0,20 m? A diluire 50 mL di una soluzione 2 m di nano3 fino a 200 mL B Sciogliere 17,0 g di nano3 in 250 mL di h2o C aggiungere acqua a 8,5 g di nano3 per ottenere 250 mL di soluzione D diluire 250 mL di una soluzione di nano3 0,8 m fino a 1,0 L E mescolare 150 mL di una soluzione di nano3 0,15 m con 50 mL di una soluzione di nano3 0,05 m Medicina e Odontoiatria, 2019

11 quale dei seguenti composti si dissocia liberando 3 ioni per ogni unità formula? A hgcl2 B na3Po4 C nh4mno4 D ch3cooh E Koh

Medicina e Odontoiatria, 2018

12 una molecola si dice idrofoba se essa: A B C D E

è polare è solubile in acqua possiede atomi di azoto è insolubile in acqua è carica negativamente

Professioni Sanitarie, 2018

13 zolfo e ferro reagiscono completamente con un rapporto in peso di 1:1,74 e producono solfuro di ferro (ii) (FeS). che cosa succede mettendo a reagire 0,5 g di zolfo con 1,74 g di ferro? A Si ottengono 1,37 g di FeS e 0,87 g di zolfo non reagiscono B Ferro e zolfo non reagiscono C Si ottengono 2,24 g FeS2 D Si ottengono 2,24 g di FeS E Si ottengono 1,37 g di FeS e 0,87 g di ferro non reagiscono Veterinaria, 2019

aLLenati Per L’uniVerSità

14 quanti grammi di h2o reagiscono completamente con 1 mole di na (m = 23 g/mol) secondo la reazione: 2na + 2h2o → 2naoh + h2 A 23 B 1 C 2 D 18 E 36 Veterinaria, 2019

15 quanti litri di ossigeno sono necessari per la combustione

completa di 5,50 L di etilene (c2h4) considerando i gas alle stesse condizioni di pressione e temperatura? A 5,50 L B 22,4 L C 16,5 L D 11,0 L E 2,75 L Veterinaria, 2018

16 quali sono i valori da attribuire ai coefficienti a, b, c per bilanciare correttamente la seguente reazione chimica anh3 + bo2 → cno + 6h2o? A a = 4; b = 5; c = 4 B a = 4; b = 4; c = 5 C a = 3; b = 2; c = 4 D a = 4; b = 1; c = 3 E a = 3; b = 1; c = 3 Veterinaria, 2018

17 un sistema viene definito chiuso quando: A può scambiare materia, ma non energia con l’ambiente esterno B non può scambiare né materia né energia con l’ambiente esterno C al suo interno non avvengono reazioni chimiche D può scambiare energia, ma non materia con l’ambiente esterno E contiene sostanze in un’unica fase Veterinaria, 2018

18 quale delle seguenti affermazioni sui catalizzatori non è

corretta? A modificano il meccanismo della reazione B diminuiscono l’energia di attivazione della reazione C Spostano l’equilibrio della reazione verso i prodotti D non si consumano nel corso della reazione E accelerano il raggiungimento dell’equilibrio di reazione Veterinaria, 2018

19 Secondo il principio di Le châtelier: A una reazione endotermica viene favorita da un aumento di concentrazione dei prodotti B l’aggiunta di un reagente riduce la quantità di prodotti all’equilibrio C una reazione che procede con aumento del numero di moli viene favorita da un aumento di pressione D una reazione endotermica viene favorita da un aumento di temperatura E l’aggiunta di un catalizzatore aumenta la quantità di prodotti all’equilibrio Veterinaria, 2018

20 qual è la concentrazione di ioni ag+ in una soluzione satura di agcl, sapendo che il prodotto di solubilità di agcl è 2,0 · 10−10 mol2/L? A 2,0 · 10−10 mol/L B 1,0 · 10−10 mol/L C 4,0 · 10−20 mol/L D 1,0 · 10−5 mol/L E 1,4 · 10−5 mol/L Medicina e Odontoiatria, 2018

21 Gli enzimi catalizzano le reazioni chimiche.

questo significa che: A le accelerano, diminuendo l’energia di attivazione (Ea) di una reazione B forniscono energia ai reagenti C sottraggono energia ai reagenti D le rendono energeticamente possibili E aumentano la temperatura delle reazioni Professioni Sanitarie, 2019

22 L’equazione 2a + b → c + 2d rappresenta una reazione che

avviene in un unico stadio. quale tra le seguenti scritture ne rappresenta la legge della velocità? A Velocità = k[2a][b] B Velocità = k[a]2[b]/[c][d]2 C Velocità = k[c][d]/[a][b] D Velocità = k[c][d]2/[a]2[b] E Velocità = k[a]2[b]

Medicina e Odontoiatria, 2019

23 quale tra le seguenti affermazioni riferite alla solubilità non è corretta? A La solubilità dei gas nei liquidi generalmente aumenta all’aumentare della temperatura B La solubilità di alcuni solidi nei liquidi diminuisce all’aumentare dalla temperatura C in acqua a 20 °c la solubilità di co2 è maggiore di quella di o2 D La solubilità di una sostanza in un solvente si riferisce alla soluzione satura E in acqua a 20 °c la solubilità di n2 è minore di quella di o2 Veterinaria, 2019

24 Per ottenere un sale si devono far reagire: A B C D E

un idrossido e l’acqua un acido e l’acqua un acido e un idrossido un acido e un’anidride nessuna delle altre alternative è corretta

Professioni sanitarie, 2017

25 una soluzione contiene 5 g di soluto disciolti in 50 L di solvente. La sua concentrazione è pari a: A 10 g/L B 250 g/L C 0,1 m D 10 m E 0,1 g/L Veterinaria 2017

355

CAPITOLO

equilibri 12 Gli acido-base CONTENUTI

1 Le teorie acido-base 2 Soluzioni acide, basiche e neutre 3 La scala del pH 4 Acidi e basi forti e deboli 5 L’idrolisi e le soluzioni tampone 6 Le titolazioni acido-base IN DIGITALE Schede di laboratorio

• Preparazione di soluzioni tampone • Titolazione volumetrica acido debole/base forte

1

Le teorie acido-base

La teoria di Arrhenius Robert Boyle, nel XVII secolo, descrisse per primo le principali caratteristiche degli acidi e delle basi. Egli, nel trattato Experimental History of Colour, indicava come acide le sostanze dal sapore aspro, che corrodevano facilmente i metalli (come il succo di limone), e come basiche o alcaline quelle che avevano un sapore amaro, erano scivolose al tatto (come il sapone) e reagivano solo con alcuni metalli. Inoltre notò che mescolando rispettivamente un acido o una base con una soluzione contenente l’estratto acido di un lichene, essi davano effetti diversi: gli acidi coloravano la soluzione di rosso, le basi di blu (Figura 1). Come vedremo, le sostanze come l’estratto di lichene sono detti indicatori. Un secolo dopo, Lavoisier formulò le prime ipotesi sulla natura chimica degli acidi: egli pensava che questi fossero composti binari dell’ossigeno e che fosse proprio l’ossigeno a determinare l’acidità delle sostanze.

356

ENGLISH

• acido acid • base base

base

↑ Figura 1

12 Gli equilibri acido-base

All’inizio del XIX secolo il chimico inglese Humphry Davy (1778-1829, Figura 2) si accorse che l’elemento presente in tutti gli acidi non era l’ossigeno, bensì l’idrogeno; da allora, furono formulate diverse teorie nell’arco di pochi anni. La teoria di Davy fu ripresa e perfezionata da Svante Arrhenius, un chimico svedese che intorno al 1880 diede una prima definizione di acidi e basi.

Teoria di Arrhenius Un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera ioni idrogeno (H+). Una base è una sostanza che in acqua libera ioni idrossido (OH−).

↑ Figura 2

Lo ione H+ (che è un protone) è una specie molto reattiva che in soluzione acquosa si lega immediatamente a una molecola d’acqua e forma uno ione idronio (H3O+, a volte anche chiamato ossonio) che, a sua volta, può stabilire legami a idrogeno con altre molecole d’acqua formando aggregati ancora più grandi (H5O2+ e H9O4+):

H+

+

O H

H O H

H

+

H

H

H O

H

H3O+

+

O H

H

+ 5 2

HO

ione idronio

In questo testo useremo sia H+ (aq) sia H3O+ (aq). Il cloruro di idrogeno in acqua ionizza e libera ioni H+: acqua

HCl (g) ⟶ H+ (aq) + Cl− (aq) ione idrogeno

In generale, un acido di Arrhenius è una sostanza (che possiamo indicare con HA) che in acqua libera ioni H+ e quindi fa aumentare la concentrazione di tali ioni: acqua

HA (aq) ⟶ H+ (aq) + Cl− (aq) L’idrossido di potassio, in acqua, si dissocia e libera ioni OH− e quindi fa aumentare la concentrazione di tali ioni: acqua

KOH (s) ⟶ K+ (aq) + OH– (aq) ione idrossido

Per una generica base BOH possiamo scrivere: acqua

BOH ⟶ B+ (aq) + OH− (aq) Se si mescola una soluzione di HCl (acido) con una quantità sufficiente di una soluzione di KOH (base) si ottiene una soluzione che non è più né acida né basica, ma neutra. In questa reazione di neutralizzazione si formano acqua e un sale: HCl (aq) + KOH (aq) → H2O (l) + KCl (aq) equazione in forma molecolare

H+ (aq) + OH− (aq) → H2O (l) equazione in forma ionica netta (sono omessi gli ioni spettatori, Cl– e K+)

357

Nella reazione, gli ioni H+ dell’acido e gli ioni OH− della base si legano e formano molecole d’acqua. La teoria di Arrhenius non è sufficiente per descrivere il comportamento acido di sostanze come il diossido di carbonio (CO2), che non contiene atomi di idrogeno ma dà soluzioni acquose acide, o come l’ammoniaca (NH3), che non contiene ioni idrossido ma dà soluzioni acquose basiche: CO2 + H2O ⇄ HCO3− + H+ NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH− Inoltre, la teoria definisce le sostanze acide e basiche quando sono disciolte in acqua; ma le proprietà acide e basiche si manifestano anche in altri solventi.

La teoria di Brønsted e Lowry Nel 1923, il chimico danese Johannes Brønsted (1879-1947) e il chimico inglese Thomas Lowry (1874-1936), lavorando in maniera indipendente, formularono una nuova e più completa definizione di acido e di base.

Teoria di Brønsted e Lowry Un acido è una sostanza che può donare protoni. Una base è una sostanza che può accettare protoni. Le reazioni acido-base avvengono con il trasferimento di un protone dall’acido alla base. Per esempio, HCl (acido) reagisce con l’acqua (base) nel modo seguente: + HCl acido dona un protone

H2O base accetta un protone

–

H3O+

Cl–

Questo tipo di reazione può avvenire in qualsiasi solvente, non solo nell’acqua. Secondo tale teoria, acidi e basi devono agire in coppia: una specie chimica si comporta da acido solo se si trova in presenza di una specie che si comporta da base. La definizione di Brønsted e Lowry è più ampia rispetto a quella di Arrhenius: per esempio, spiega la reazione tra HCl e NH3, che avviene tra le due sostanze allo stato gassoso, non in soluzione acquosa:

H

H Cl H

+

N H

–

Cl

+

H acido

+

H N H H

base

Nella reazione, una molecola di HCl (acido) cede un protone a una molecola di NH3 (base); l’azoto, infatti, possiede una coppia di elettroni di non legame (doppietto solitario) con la quale può legare a sé il protone. La teoria spiega anche il comportamento basico dell’ammoniaca in acqua: NH3 (aq) + H2O (l) ⇄ NH4+ (aq) + OH− (aq) base

358

acido

12 Gli equilibri acido-base

L’acqua (acido) cede un protone all’ammoniaca (base) e si formano lo ione ammonio e lo ione idrossido. Questi esempi mostrano che: • gli acidi di Brønsted e Lowry sono molecole (o ioni) con un atomo di idrogeno, che possono cedere come ione H+; le basi sono molecole (o ioni) che hanno una coppia di elettroni disponibili che può legare uno ione H+; • una sostanza, di per sé, non è né acida né basica: può comportarsi da acido in una data reazione oppure da base in una reazione diversa. L’acqua, per esempio, si comporta da base con HCl, mentre si comporta da acido nella reazione con NH3. Coppie coniugate acido-base Consideriamo la reazione generica tra una sostanza HA e una sostanza B: – + HA + B → A− + BH+ acido base

acido

base

La specie HA è l’acido (cede un protone); la specie B è la base (accetta il protone). La stessa reazione può essere letta in senso contrario, da destra a sinistra: –

+

A− + BH+ → HA + B base acido base

acido

La specie BH+ cede un protone ad A− e quindi si comporta da acido; A− accetta il protone e quindi si comporta da base. Le reazioni acido-base sono per la maggior parte reazioni di equilibrio; per mostrare la loro reversibilità, possiamo scrivere l’equazione generale usando la doppia freccia:

HA acido

+

B base

A–

+

base coniugata

ENGLISH

coppie coniugate acido-base conjugate acid-base pair

BH+ acido coniugato

Le specie HA e A− differiscono l’una dall’altra per un protone; anche le specie B e BH+ differiscono per un protone. Si dice che sono coppie coniugate acido-base. In ogni reazione acido-base possiamo individuare due coppie coniugate: • l’acido HA dà origine ad A−, che è la sua base coniugata, HA (acido) ⇄ A− (base); • la base B dà origine a BH+, che è il suo acido coniugato, B (base) ⇄ BH+ (acido).

PROBLEMA SVOLTO

1 Riconoscere le coppie coniugate acido-base Nella seguente reazione identifica l’acido e la base di Brønsted e Lowry, la base coniugata dell’acido e l’acido coniugato della base: HCl + NH3 ⇄ NH4+ + Cl− RISOLVI

• • • •

HCl cede un protone, quindi è l’acido NH3 accetta un protone, quindi è la base Cl− accetta un protone, è la base coniugata di HCl NH4+ cede un protone, è l’acido coniugato di NH3

FAI PRATICA

2 Identifica l’acido, la base, l’acido coniugato e la base coniugata nella reazione: H2CO3 (s) + H2O(g) ⇄ HCO3− (aq) + H3O+ (aq)

359

Un reagente particolare: l’acqua La teoria di Brønsted e Lowry non si occupa solo delle soluzioni acquose o non acquose. Per questa teoria, l’acqua è un reagente oltreché un solvente; il protone quindi passa da una molecola di acqua all’altra, secondo l’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua:

ENGLISH

autoionizzazione dell’acqua autoionization of water

2H2O ⇄ H3O+ + OH− che può anche essere scritto nel seguente modo: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH− Secondo la teoria di Brønsted e Lowry, due molecole d’acqua possono dare una reazione acido-base: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH− base

acido

H2O

acido base coniugato coniugata

H2O

H3O+

OH–

Una molecola d’acqua si comporta da acido perché cede un protone a una seconda molecola d’acqua, che risulterà essere la base perché lo accetta. Osserviamo le seguenti reazioni: HBr + H2O ⇄ H3O+ + Br− base accetta un protone

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH− acido dona un protone

Nella prima reazione, il bromuro d’idrogeno è l’acido perché cede un protone, mentre l’acqua è la base perché lo accetta. Nella seconda, l’acqua è l’acido e l’ammoniaca è la base. L’acqua come reagente può comportarsi da acido o da base a seconda della sostanza con cui viene a contatto: tutte le sostanze che hanno un comportamento simile all’acqua (acido o basico) sono chiamate anfotere. Questa interpretazione ci permette anche di capire perché l’acqua pura è in grado di condurre la corrente elettrica: l’equilibrio di autoionizzazione genera ioni positivi e negativi, che sono specie chimiche che possono condurre corrente. In realtà, in ogni istante sono ionizzate non più di due molecole su un miliardo. Ecco perché l’acqua è un conduttore di elettricità molto debole.

Acidi e basi di Lewis Nel 1923 Gilbert N. Lewis ampliò ulteriormente la definizione di acidi e basi.

Teoria di Lewis Un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni. Una base è una specie in grado di donare una coppia di elettroni.

360

ENGLISH

anfotero amphoteric

12 Gli equilibri acido-base

Secondo questa teoria, una specie chimica può comportarsi da acido anche H F H F se non possiede atomi di idrogeno da cedere. Per esempio, il trifluoruro di H N + B F H N B F boro (BF3) si comporta da acido di Lewis perché può accettare una coppia H F H F di elettroni, per esempio dall’ammoniaca (base di Lewis, Figura 3). acido base Molti cationi, come Fe3+, Cr3+, Zn2+ e Cu2+, possono comportarsi da acidi di accetta dona una coppia una coppia Lewis, poiché possono formare legami con molecole d’acqua, che si comdi elettroni di elettroni porta da base di Lewis. Lo ione Cu2+, per esempio, può coordinare attorno ↑ Figura 3 a sé sei molecole d’acqua (idratazione), formando lo ione complesso [Cu(H2O)6]2+ (Figura 4). Ogni molecola d’acqua dona allo ione del metallo una coppia di elettroni; il rame ha 2+ OH2 degli orbitali vuoti in cui può collocare tali elettroni e, per giunta, ha una carica posiH2O OH2 tiva che rende più forte l’attrazione. Cu Anche la reazione di formazione dello ione esacianoferro (III) è una reazione acidoH2O OH2 base secondo Lewis: OH2 ione esaacquorame (II)

Fe3+ + 6 (:C N:)− ⇄ [Fe(CN)6]3− acido

↑ Figura 4

base

È importante osservare che le basi di Brønsted e Lowry sono anche basi di Lewis: NH3 + H+ ⇄ NH4+

H2O + HCl ⇄ H3O+ + Cl−

base

base

Gli acidi di Lewis sono invece una categoria più ampia rispetto agli acidi di Brønsted e Lowry. La Tabella 1 riporta le principali caratteristiche di acidi e basi secondo le teorie che abbiamo presentato. Teoria

Acido

Base

Arrhenius

in acqua libera ioni H+

in acqua libera ioni OH−

Brønsted e Lowry

donatore di protoni (H+)

accettore di protoni (H+)

Lewis

accettore di coppie di elettroni

donatore di coppie di elettroni

← Tabella 1 Definizione di acidi e basi.

PROBLEMA SVOLTO

3 Identificare gli acidi e le basi di Lewis Individua l’acido e la base di Lewis nella reazione: BF3 + F− → BF4−. RISOLVI

Il trifluoruro di boro (BF3) è un acido di Lewis perché può accettare una coppia di elettroni dello ione fluoruro (F−), che è la base di Lewis:

F +

B F

–

F F

–

F

F acido

base

B

F

F

FAI PRATICA

4 Individua l’acido e la base di Lewis nelle seguenti reazioni: a. Cr3+ + 6H2O ⇄ [Cr(H2O)6]3+ b. 2Cl− + BeCl2 ⇄ [BeCl4]2− c. 4NH3 + Zn2+ ⇄ [Zn(NH3)4]2+

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 Qual è la differenza tra un acido e una base secondo la teoria di Arrhenius? 2 Che cos’è una base secondo la teoria di Brønsted e Lowry? 3 spiega che cosa si intende per coppia coniugata acido-base. 4 Che cosa si intende per sostanza anfotera? Fai degli esempi. 5 Enuncia la teoria di Lewis.

361

2

Soluzioni acide, basiche e neutre

Abbiamo visto che l’acqua dà una reazione di autoionizzazione: H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + OH− (aq) A una data temperatura, questo equilibrio è caratterizzato da una costante che dipende dalla concentrazione delle specie coinvolte: [H3O+ (aq)] · [OH− (aq)] Kc = ____________________ [H2O (l)]2 L’acqua è un liquido presente in forte eccesso rispetto agli ioni in soluzione, si può quindi ritenere costante il denominatore dell’espressione. Pertanto, è possibile scrivere una costante, chiamata prodotto ionico dell’acqua (Kw, dall’inglese water), che a 25 °C vale 1,0 · 10−14:

Prodotto ionico dell’acqua

ENGLISH

Kw = [H3O+] · [OH−]

prodotto ionico dell’acqua ion-product of water

La Tabella 2 riporta i valori del prodotto ionico dell’acqua a diverse temperature: il valore di Kw aumenta al crescere della temperatura. Temperatura (°C)

0

10

Kw

0,11 · 10

−14

25

0,29 · 10

−14

40

1,0 · 10

−14

50

2,9 · 10

−14

5,5 · 10

−14

← Tabella 2 Prodotto ionico dell’acqua a diverse temperature.

A una data temperatura, il prodotto ionico dell’acqua è costante e non cambia al variare delle concentrazioni degli ioni H3O+ e OH− (Figura 5) o in presenza di altre specie chimiche nella soluzione. Infatti: • se la concentrazione di H3O+ aumenta, per esempio per aggiunta di un acido, allora la concentrazione degli ioni OH− diminuisce, in modo che il prodotto delle concentrazioni rimanga uguale a Kw; • se la concentrazione di OH− aumenta, per esempio per aggiunta di una base, allora la concentrazione degli ioni H3O+ diminuisce, in modo che il prodotto delle concentrazioni rimanga uguale a Kw.

Concentrazione

H3O+

OH– H3O+

OH–

OH–

[H3O+] = [OH–] 1,0 ∙ 10–7 M H3O+

[H3O+] > [OH–]

[H3O+] = [OH–]

[H3O+] < [OH–]

La stechiometria della reazione di autoionizzazione indica che, in acqua pura, le concentrazioni dei due ioni sono uguali: [H3O+] = [OH−]. Possiamo allora determinare il valore delle due concentrazioni ponendo [H3O+] = [OH−] = x e risolvendo l’equazione: Kw = 1,0 · 10−14 = x · x = x2 x2 =

362

___ ________ √Kw = √1,0 · 10−14

(a 25 °C)

= 1,0 · 10–7

← Figura 5

12 Gli equilibri acido-base

• Se l’unica fonte degli ioni idronio e degli ioni idrossido sono le molecole d’acqua, allora [H3O+] = [OH–] = 1,0 · 10–7 M (a 25 °C). La soluzione è neutra.

[H3O ] +

[OH ] –

• Se la concentrazione degli ioni idronio è maggiore di quella degli ioni idrossido, cioè [H3O+] > [OH–], la soluzione è acida. A 25 °C, [H3O+] > 1,0 · 10–7 M (di conseguenza [OH–] < 1,0 · 10–7 M, in modo che il prodotto sia costante).

[OH ] –

[H3O ] +

• Se la concentrazione degli ioni idronio è minore di quella degli ioni idrossido, cioè [H3O+] < [OH–], la soluzione è basica. A 25 °C, [H3O+] < 1,0 · 10–7 M (di conseguenza [OH–] > 1,0 · 10–7 M, in modo che il prodotto sia costante).

[H3O ] +

[OH ] –

soluzione ACIDA

soluzione NEUTRA

soluzione BASICA

[H3O ] > [OH ] [H3O+] > 1,0 · 10–7 M

[H3O ] = [OH ] [H3O+] = 1,0 · 10–7 M

[H3O+] < [OH–] [H3O+] < 1,0 · 10–7 M

+

–

+

–

PROBLEMA SVOLTO

5 Calcolare la concentrazione degli ioni OH– in soluzione Calcola la concentrazione molare degli ioni idrossido in una soluzione acquosa 0,2 M di un acido HA, a 25 °C. RISOLVI

L’acido si ionizza in acqua nel modo seguente: HA + H2O → H3O+ + A– L’acido fa aumentare la concentrazione degli ioni H3O+ presenti in soluzione, di conseguenza la concentrazione degli ioni OH– deve diminuire. Puoi calcolare la concentrazione degli ioni idrossido partendo dal prodotto ionico dell’acqua, che deve rimanere costante: Kw = [H3O+] · [OH–] = 1,0 · 10–14

(a 25 °C)

Calcola sostituisci i valori noti nella precedente relazione e calcola [oH–]: 1,0 · 10–14 Kw = 1,0 · 10–14 = 0,2 · [OH–] → [OH–] = ________ = 5 · 10–14 M 0,2

Controlla il risultato La concentrazione degli ioni idrossido è minore di 1,0 · 10–7, cioè della concentrazione che avrebbero in acqua pura. Il risultato è accettabile.

FAI PRATICA

6 Calcola la concentrazione degli ioni idrossido in una soluzione in cui [H3O+] = 1,50 · 10–3 M. La soluzione è acida, basica o neutra?

[6,67 · 10–12 M]

PREPARATI ALLA VERIFICA 6 Una soluzione in cui [OH−] = 8,4 · 10−3 M è acida, basica o neutra? Motiva la risposta. 7 Una soluzione in cui [H3O+] = 1,0 · 10−7 M è acida, basica o neutra? Motiva la risposta.

363

3

La scala del pH

Le concentrazioni degli ioni H3O+ nelle soluzioni acide, basiche e neutre possono assumere valori molto bassi (per esempio 10–7 M, e anche inferiori). Per ovviare alla scomodità di usare numeri molto piccoli, all’inizio del Novecento il chimico danese Søren Sørensen (1868-1939, Figura 6) ideò quello che oggi si scrive come pH (leggi “pi-acca”); in pratica, sulla concentrazione [H3O+] si effettuano due operazioni matematiche: si calcola il logaritmo in base 10 (log) e si moltiplica il risultato per –1, in modo da cambiarlo di segno. Si ottengono così dei numeri facili da maneggiare. Il pH è il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni H3O+.

pH = –log [H3O+] Il logaritmo di un numero è l’esponente a cui bisogna elevare 10 (che è la base del logaritmo usato in questa definizione) per ottenere quel numero. Per il modo in cui è definito, il pH ha in genere valori positivi, ma può anche assumere valori negativi. Calcoliamo il pH di una soluzione che contiene ioni idronio con concentrazione 1,0 · 10–7 M: pH = –log [H3O+] = –log (1,0 · 10–7) = –(–7) = 7 Dalla definizione operativa è evidente che: • se la concentrazione degli ioni H3O+ aumenta, il valore del pH diminuisce; • se la concentrazione degli ioni H3O+ diminuisce, il valore del pH aumenta. In soluzioni acquose, a 25 °C:

• quando [H3O+] = 1 · 10–7 M, cioè nelle soluzioni neutre: pH = –log [H3O+] = –log (1 · 10–7) = 7

• quando [H3O+] > 1 · 10–7 M, cioè nelle soluzioni acide: pH = –log [H3O+] < 7 Per esempio, una soluzione con [H3O+] = 1 · 10–3 M ha pH = –log (1 · 10–3) = 3;

• quando [H3O+] < 1 · 10–7 M, cioè nelle soluzioni basiche: pH = –log [H3O+] > 7 Per esempio, una soluzione con [H3O+] = 1 · 10–10 M ha pH = –log (1 · 10–10) = 10.

Il pH delle soluzioni Le soluzioni acide hanno pH < 7; le soluzioni neutre hanno pH = 7; le soluzioni basiche hanno pH > 7. Minore è il pH, maggiore è il carattere acido di una soluzione; e viceversa. Il pH fa riferimento alla concentrazione degli ioni idronio. Con le stesse operazioni, effettuate sulla concentrazione degli ioni idrossido, si può definire l’acidità o la basicità di una soluzione in base al pOH: pOH = –log [OH–] Una soluzione con [OH–] = 1,0 · 10–3 ha pOH = 3: è una soluzione basica.

364

↑ Figura 6

12 Gli equilibri acido-base

Su questa scala, infatti: • le soluzioni neutre hanno pOH = 7; • le soluzioni basiche hanno pOH < 7; • le soluzioni acide hanno pOH > 7. In Figura 7a sono rappresentate le scale del pH e del pOH e in Figura 7b alcuni esempi di soluzioni con indicati i valori di pH e pOH. [H3O+] pH

100

10–1

10–2

10–3

10–4

10–5

10–6

10–7

10–8

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

10–8

10–7

10–6

10–5

10–4

10–3

10–2

10–1

100

[OH–] 10–14 10–13 10–12 10–11 10–10 10–9

CARATTERE ACIDO CRESCENTE

NEUTRALITÀ

10–9 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14

a

CARATTERE BASICO CRESCENTE

b

il pH del sangue è compreso tra 7,3 e 7,5

il pH del succo di limone è compreso tra 2,3 e 2,5

il pH dell’acqua di mare è compreso tra 7,8 e 8,3

← Figura 7

A 25 °C: Kw = [H3O+] · [OH–] = 1,0 · 10–14 Applicando le proprietà dei logaritmi, possiamo ricavare la seguente relazione: –log [H3O+] + (–log [OH–]) = –log (1,0 · 10–14) pH

–(–14) = 14

pOH

Relazione fra pH e pOH

pH + pOH = 14

a 25 °C

PROBLEMA SVOLTO

7 Calcolare il pH e il pOH Calcola il pH e il pOH di una soluzione acquosa, sapendo che la concentrazione degli ioni idronio è 4,0 · 10–2 M. RISOLVI

Dati

Incognite

[H3O+] = 4,0 · 10–2 M

pH = ?

pOH = ?

Anzitutto, devi calcolare il pH a partire dalla concentrazione degli ioni idronio: pH = –log [H3O+] Quindi puoi calcolare il pOH usando la relazione: pH + pOH = 14

(a 25 °C)

365

Calcola 1. Calcola il pH della soluzione: pH = –log [H3O+] = –log (4,0 · 10–2) = 1,4 La soluzione è acida (avresti potuto dedurlo anche dalla concentrazione degli ioni idronio (4,0 · 10–2 M). 2. Determina il pOH della soluzione: pOH = 14 – pH = 14 – 1,4 = 12,6

FAI PRATICA

8 Calcola il pH del sangue sapendo che [H3O+] = 4,0 · 10–8 M.

[7,4]

PROBLEMA SVOLTO

9 Calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ e OH– conoscendo il pH Calcola la concentrazione degli ioni idronio e idrossido in una soluzione a pH = 4. RISOLVI

Dati

Incognite

pH = 4

[H3O+] = ?

[OH–] = ?

In questo caso conosci il pH e devi calcolare le concentrazioni degli ioni idronio e idrossido. Per effettuare il calcolo devi applicare la definizione di logaritmo. Infatti, pH = –log [H3O+]; quindi il pH è l’esponente (con il segno –) a cui devi elevare 10 per ottenere [H3O+]: 10–pH = [H3O+] Conoscendo [H3O+] puoi ricavare la concentrazione degli ioni idrossido a partire dal prodotto ionico dell’acqua, che a 25 °C vale 1,0 · 10–14: Kw = [H3O+] · [OH–] = 1,0 · 10–14

Calcola 1. Determina la concentrazione degli ioni idronio: [H3O+] = 10–pH = 1 · 10–4 M 2. Calcola la concentrazione degli ioni idrossido: Kw 1,0 · 10–14 [OH–] = ______ = ________ = 1 · 10–10 M + [H3O ] 1 · 10–4 In alternativa a questo procedimento, puoi calcolare la concentrazione degli ioni idrossido a partire dal pH, in questo modo: pOH = 14 – 4 = 10 [OH–] = 10–pOH = 1 · 10–10 M Il valore ottenuto è lo stesso.

FAI PRATICA

10 Calcola la concentrazione degli ioni H3O+ e OH– di due soluzioni che hanno,

rispettivamente: a. pH = 3 b. pH = 5 [a. [H3O+] = 1 · 10–3 M, [OH–] = 1 · 10–11 M; b. [H3O+] = 1 · 10–5 M, [OH–] = 1 · 10–9 M]

366

VIDEO TUTORIAL

PREPARATI ALLA VERIFICA 8 Una soluzione con pH = 5 è debolmente oppure fortemente acida? 9 Quanto misura il pH di una soluzione in cui [H3O+] = 1,0 · 10−7 M?

12 Gli equilibri acido-base

4

Acidi e basi forti e deboli

Come abbiamo imparato studiando la teoria di Brønsted e Lowry, l’acqua è sia solvente sia reagente e, come reagente, può comportarsi sia da acido sia da base. L’acqua, inoltre, può ricoprire un terzo ruolo: è stata scelta come riferimento per definire la forza di un acido e di una base. • L’acido è forte se la reazione tra l’acido e l’acqua è completa, cioè se la sostanza acida è totalmente dissociata in acqua: HA + H2O → H3O+ + A−

• L’acido è debole se la reazione tra l’acido e l’acqua non è completa, cioè se la sostanza acida instaura con l’acqua un equilibrio tra la forma indissociata e le specie dissociate: HA + H2O ⇄ H3O+ + A−

• La base è forte se la reazione tra la base e l’acqua è completa: B + H2O → BH+ + OH−

• La base è debole se la reazione tra la base e l’acqua non è completa: B + H2O ⇄ BH+ + OH− Quanto maggiore è la tendenza di un acido a cedere il protone, tanto più forte è l’acido: l’acido perclorico (HClO4), l’acido nitrico (HNO3), l’acido bromidrico (HBr), l’acido solforico (H2SO4) sono tutti acidi totalmente dissociati, pertanto sono acidi forti. Il loro comportamento in acqua è rappresentato dalle seguenti reazioni: HClO4 + H2O → ClO4− + H3O+

HBr + H2O → Br− + H3O+

HNO3 + H2O → NO3− + H3O+

H2SO4 + H2O → HSO4− + H3O+

Se la forza di un acido è riconducibile alla tendenza a cedere protoni, tanto più l’acido è forte, tanto più la base coniugata sarà debole: ClO4−, NO3−, Br−, HSO4− sono basi deboli, non più in grado di ristabilire il legame con lo ione H+ (protone) rilasciato dall’acido. Nella Tabella 3 sono riportati gli acidi forti. Acidi Nome

Formula

Reazione in soluzione

acido cloridrico

HCl

HCl → H+ + Cl−

acido bromidrico

HBr

HBr → H+ + Br−

acido iodidrico

HI

HI → H+ + I−

acido nitrico

HNO3

HNO3 → H+ + NO3−

acido perclorico

HClO4

HClO4 → H+ + ClO4−

acido solforico

H2so4

H2so4 → H+ + Hso4−

← Tabella 3 Acidi forti.

Se l’acido non libera facilmente il protone, cioè se è un acido debole, la base coniugata sarà sufficientemente forte da ricostituire il legame con il protone. Osserviamo le seguenti reazioni: H3PO4 + H2O ⇄ H2PO4− + H3O+ CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO− + H3O+ HCN + H2O ⇄ CN− + H3O+

367

Gli acidi fosforico (H3PO4), acetico (CH3COOH), cianidrico (HCN) sono deboli e le rispettive basi coniugate H2PO4−, CH3COO−, CN− sono abbastanza forti da ristabilire il legame con lo ione H+ per riformare i reagenti di partenza.

PROBLEMA SVOLTO

11 Calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ nella soluzione di un acido forte e il pH Calcola la concentrazione molare delle specie presenti in una soluzione 0,10 M di acido cloridrico in acqua e il pH. RISOLVI

ACIDO CLORIDRICO HCl

L’acido cloridrico (HCl) è un acido forte, che in acqua ionizza completamente: HCl + H2O → Cl– + H3O+ se trascuriamo gli ioni H3O+ che derivano dall’autoionizzazione dell’acqua, la concentrazione degli ioni H3O+ (e degli ioni Cl–, per la stechiometria della reazione) sarà uguale alla concentrazione dell’acido disciolto in soluzione.

Calcola 1. Calcola la concentrazione degli ioni H3O+ e Cl–: [H3O+] = [Cl–] = 0,10 M 2. Calcola il valore del pH: pH = − log [0,10] = 1 Nella soluzione sono anche presenti ioni OH–, che derivano dall’autoionizzazione dell’acqua, ma la loro concentrazione, e quindi il loro contributo al pH, è trascurabile perché l’acido è in forte eccesso.

FAI PRATICA

12 Calcola il pH delle seguenti soluzioni acquose formate da acidi forti, a 25 °C: a. 0,0400 M HI b. 1,2 · 10−4 M HNO3 c. 7,00 · 10−5 M HClO4

[a. 1,40; b. 3,92; c. 4,15]

VIDEO TUTORIAL

Gli ioni idrossido OH−, ossido O2−, amiduro NH2− e altre basi sono forti perché capaci di accettare facilmente il protone: OH− + H2O → H2O + OH− NH2− + H2O → NH3 + OH− I corrispondenti acidi coniugati H2O, e NH3 sono deboli perché non cedono il protone con grande facilità. Nella Tabella 4 sono riportate le basi forti. Basi Nome

Formula

Reazione in soluzione

idrossido di sodio

NaOH

NaOH → Na+ + OH−

idrossido di litio

LiOH

LiOH → Li+ + OH−

idrossido di potassio

KOH

KOH → K+ + OH−

idrossido di magnesio

Mg(OH)2

Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH−

idrossido di calcio

Ca(OH)2

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH−

idrossido di bario

Ba(OH)2

Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH−

368

← Tabella 4 Basi forti.

12 Gli equilibri acido-base

Le basi deboli, al contrario, fanno fatica ad accettare il protone. L’ammoniaca (NH3), e lo ione solfato (SO42−) sono basi deboli e in acqua stabiliscono le seguenti reazioni: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH− SO42− + H2O ⇄ HSO4− + OH− Gli acidi coniugati NH4+ e HSO4− sono abbastanza forti da cedere nuovamente il protone facendo retrocedere l’equilibrio verso i reagenti. In generale è possibile dire che: • un acido (base) forte genera sempre una base (acido) coniugata debole; • un acido (base) debole genera sempre una base (acido) coniugata forte.

ENGLISH

• acido forte strong acid • acido debole weak acid • base forte strong base • base debole weak base

PROBLEMA SVOLTO

13 Calcolare il pH di una soluzione di una base forte Calcola la concentrazione degli ioni H3O+ e il pH di una soluzione 0,010 M di Ca(OH)2. RISOLVI

Dati

Incognite

M = 0,010 M

[H3O+] = ?

pH = ?

Il diidrossido di calcio è una base forte che in acqua ionizza completamente: Ca(OH)2 (s) → Ca2+ (aq) + 2OH– (aq) Per ogni mole di Ca(OH)2 che si dissocia, si formano 1 mol di ioni Ca2+ e 2 mol di ioni OH–. Quindi le concentrazioni in soluzione sono: [Ca2+] = 0,010 M [OH–] = 2 · (0,010 M) = 0,020 M Per calcolare la concentrazione degli ioni H3O+, puoi usare la costante del prodotto ionico dell’acqua: Kw = [H3O+] · [OH−] = 1,0 · 10–14 da cui: Kw 1,0 · 10–14 [H3O+] = _____ = ________ [OH–] 0,020

Calcola 1. Calcola la concentrazione degli ioni idronio: 1,0 · 10–14 1,0 · 10–14 ________ = = 5,0 · 10–13 M [H3O+] = ________ − [OH ] 0,020 2. Determina il pH della soluzione: pH = –log [H3O+] = –log (5,0 · 10–13) = 12,3 Il pH della soluzione, correttamente approssimato, è 12. Fai attenzione! Potevi arrivare allo stesso risultato calcolando prima il pOH, da qui il pH e infine [H3O+].

Controlla il risultato Il valore ottenuto è maggiore di 7, come deve essere per una soluzione basica.

FAI PRATICA

14 Calcola il pH e il pOH di una soluzione acquosa 0,05 M di NaOH.

[pH = 12,7; pOH = 1,3]

369

La costante di dissociazione degli acidi e delle basi e il pH La forza degli acidi deboli e delle basi deboli può essere definita attraverso le rispettive costanti all’equilibrio. Consideriamo la generica reazione di ionizzazione di un acido debole (HA) in acqua: HA (aq) + H2O (l) ⇄ A– (aq) + H3O+ (aq) La costante di equilibrio è data dal rapporto delle concentrazioni di prodotti e reagenti all’equilibrio: [A−] · [H3O+] Kc = ___________ [HA] · [H2O] L’acqua è presente nella soluzione in quantità preponderante, per cui può essere inclusa nella costante. L’espressione della costante di equilibrio diventa: [A−] · [H3O+] Ka = ___________ [HA]

costante di dissociazione acida

ENGLISH

Questa costante è chiamata costante di dissociazione acida (Ka). La Tabella 5 riporta il valore della costante di dissociazione acida (a 25 °C) per alcuni acidi deboli; maggiore è il valore di Ka, maggiore è la forza dell’acido (cioè la sua tendenza a cedere un protone). Quindi, per esempio, HF (Ka = 3,5 · 10–4) è un acido più forte di HCN (Ka = 4,9 · 10–10). Acido

Ka

Reazione di ionizzazione

HIO3

1,7 · 10–1

HIO3 + H2O ⇄ H3O+ + IO3–

HClO2

1,1 · 10–2

HClO2 + H2O ⇄ H3O+ + ClO2–

H3PO4

7,5 · 10–3

H3PO4 + H2O ⇄ H3O+ + H2PO4–

HF

3,5 · 10–4

HF + H2O ⇄ H3O+ + F–

HNO2

4,6 · 10–4

HNO2 + H2O ⇄ H3O+ + NO2–

CH3COOH

1,8 · 10–5

CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO–

H2CO3

4,3 · 10–7

H2CO3 + H2O ⇄ H3O+ + HCO3–

HClO

2,9 · 10–8

HClO + H2O ⇄ H3O+ + ClO–

H2PO4–

6,2 · 10–8

H2PO4– + H2O ⇄ H3O+ + HPO42–

H2s

8,9 · 10–8

H2s + H2O ⇄ H3O+ + Hs–

HCN

4,9 · 10–10

HCN + H2O ⇄ H3O+ + CN–

H3BO3

5,4 · 10–10

H3BO3 + H2O ⇄ H3O+ + H2BO3–

NH4+

5,6 · 10–10

NH4+ + H2O ⇄ H3O+ + NH3

HIO

2,3 · 10–11

HIO + H2O ⇄ H3O+ + IO–

HPO42–

4,2 · 10–13

HPO42– + H2O ⇄ H3O+ + PO43–

Allo stesso modo, per una base debole si definisce la costante di dissociazione basica (Kb): [BH+] · [OH−] B (aq) + H2O (l) ⇄ BH+ (aq) + OH– (aq) → Kb = ____________ [B] Maggiore è il valore di Kb, maggiore è la forza della base (cioè la sua tendenza ad accettare un protone). L’ammoniaca, per esempio, ha Kb = 1,76 · 10–5; lo ione triossocarbonato (CO32–) ha Kb = 1,8 · 10–4.

370

costante di dissociazione acida acid dissociation constant

← Tabella 5 Costanti di dissociazione acida in soluzione acquosa (a 25 °C).

ENGLISH

costante di dissociazione basica basic dissociation constant

12 Gli equilibri acido-base

Se conosciamo il valore della costante di dissociazione, possiamo ricavare le concentrazioni delle specie all’equilibrio per le reazioni di ionizzazione acida e basica. Quando la concentrazione dell’acido o della base è 100 volte più grande della costante di dissociazione acida o basica, la quantità di soluto dissociato è trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale. Per tale ragione è possibile approssimare le formule: _____________

[H3O+] = √Ka · [acido]iniziale

_____________

pH = −log [H3O+] = −log √Ka · [acido]iniziale _____________

[OH−] = √Kb · [base]iniziale

_____________

pOH = −log [OH−] = −log √Kb · [base]iniziale

PROBLEMA SVOLTO

15 Determinare la concentrazione degli ioni H3O+ nella soluzione di un acido debole e il pH Calcola le concentrazioni all’equilibrio delle specie presenti in una soluzione 1,0 M di acido acetico (CH3COOH) e il corrispondente valore di pH. La costante dissociazione acida dell’acido acetico è Ka = 1,76 · 10–5.

scrivi Ka o Kb

imposta schema I, V, E

RISOLVI

Dati

Incognite

Ka = 1,76 · 10–5

[CH3COOH]inizio = 1,0 M

[H3O+]eq = ?

L’acido acetico è un acido debole; in soluzione acquosa si ionizza parzialmente secondo l’equilibrio: CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO– + H3O+

[acido] >> Ka o [base] >> Kb

[acida] ≅ Ka o [base] ≅ Kb

usa l’equazione semplificata

usa l’equazione estesa

[CH3COO−] · [H3O+] = 1,76 · 10–5 Ka = ________________ [CH3COOH] Per calcolare la concentrazione di H3O+ (e CH3COO–) è utile impostare il seguente schema: [CH3COOH]

[H2O]

⇄

[CH3COO−]

[H3O+]

[I]

1,0

0

0

[V]

–x

+x

+x

[E]

1,0 – x

+x

+x

[H3O+]

pH

se indichi con x la concentrazione incognita di H3O+, in base alla stechiometria della reazione puoi ricavare la variazione di concentrazione [V] per tutte le specie in funzione di x (seconda riga dello schema); sommando le variazioni [V] alle concentrazioni iniziali [I], ottieni le concentrazioni all’equilibrio [E]. sostituendo nell’espressione della Ka ottieni una equazione nell’incognita x: x2 x·x Ka = ______ = ______ = 1,76 · 10–5 1,0 − x 1,0 − x

Calcola 1. Risolvi l’equazione: x2 = 1,76 · 10–5 (1,0 – x) x = 4,2 · 10–3

→ x2 – 1,76 · 10–5 + (1,76 · 10–5) x = 0

(non consideriamo la radice negativa)

In molti casi, x è piccola rispetto alla concentrazione iniziale dell’acido; perciò può essere trascurata e il calcolo diventa: x2 Ka = ______ = x2 = 1,76 · 10–5 → 1,0 – x

_________

x = √1,76 · 10–5 = 4,2 · 10–3

371

2. Determina le concentrazioni all’equilibrio: [CH3COO–] = [H3O+] = 4,2 · 10–3 M [CH3COOH] = 1,0 – x = 1,0 – (4,2 · 10–3) = 1,0 M Come vedi, la concentrazione dell’acido acetico non ionizzato all’equilibrio è praticamente uguale alla concentrazione iniziale; la semplificazione è dunque accettabile. 3. Calcola il valore del pH: pH = −log [4,2 · 10−3] = 2,38

FAI PRATICA

16 Calcola la concentrazione all’equilibrio dell’acido formico (HCOOH) e il pH, sapendo

che la concentrazione iniziale in soluzione acquosa è 5,00 · 10−3 M. La costante di dissociazione acida dell’acido formico è: Ka = 1,77 · 10−4. [[HCOO−] = [H3O+] = 8,57 · 10−4 M; [HCOOH] = 4,14 · 10−3 M; pH = 3,07]

La relazione tra le costanti acida e basica di una coppia coniugata Dalla teoria di Brønsted e Lowry sappiamo che l’acido acetico (CH3COOH) in acqua ha la sua corrispondente base coniugata, lo ione acetato (CH3COO−), e che l’ammoniaca (NH3) in acqua, ha il suo corrispondente acido coniugato, lo ione ammonio (NH4+). Qual è la relazione tra un acido e la sua base coniugata, e tra la base e il suo acido coniugato? Consideriamo l’equilibrio dell’acido acetico in acqua: CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO– + H3O+ La costante di dissociazione acida è data dal seguente rapporto di concentrazioni: [CH3COO–] . [H3O+] = 1,76 · 10–5 Ka = ________________ [CH3COOH] Il valore basso della costante ci informa che l’acido di partenza è debole, di conseguenza la base coniugata è sufficientemente forte da stabilire un secondo equilibrio in cui l’acqua è l’acido e lo ione acetato è la base: CH3COO– + H2O ⇄ CH3COOH + OH– La costante di dissociazione basica (Kb) di questo nuovo equilibrio è: [CH3COOH] · [OH–] Kb = _________________ [CH3COO–] Moltiplicando e semplificando le due costanti, avremo: [CH3COO–] · [H3O+] ________________ [CH3COOH] · [OH−] = [H3O+] · [OH–] = Kw Ka · Kb = ________________ · [CH3COOH] [CH3COO−] Il prodotto della costante acida e basica equivale al prodotto di autoionizzazione dell’acqua.

Relazione tra Ka e Kb per una coppia coniugata acido-base

Ka · Kb = Kw = 1,0 · 10−14 (a 25 °C) 372

VIDEO TUTORIAL

12 Gli equilibri acido-base

Come abbiamo visto, la costante dell’acido acetico è Ka = 1,76 · 10−5, di conseguenza il valore della costante basica sarà: K 1,0 · 10−14 Kb = ___w = _________ = 5,6 · 10–10 Ka 1,76 · 10−5 Questa relazione, ci permette di: • calcolare la costante acida o basica incognita; • verificare che, se la Ka di una acido è alta, la rispettiva Kb deve essere bassa, poiché le due costanti sono inversamente proporzionali; • predire se l’equilibrio è spostato a favore dei prodotti o dei reagenti conoscendo la Ka e la Kb delle coppie coniugate coinvolte nella reazione.

Acidi poliprotici e basi poliprotiche Se un acido in acqua cede un solo protone è chiamato monoprotico, se ne cede due, diprotico, se ne cede tre, triprotico. Sono poliprotici gli acidi che in acqua sono in grado di cedere più di un protone: l’acido solforico (H2SO4), fosforico (H3PO4), solfidrico (H2S) sono tutti acidi poliprotici. Una base è mono o poliprotica se è capace di accettare uno o più protoni in acqua. Gli acidi poliprotici e le basi poliprotiche si dissociano in acqua gradualmente: a ogni dissociazione corrisponde una costante acida o basica. L’acido fosforico (H3PO4) può rilasciare tre protoni in acqua secondo i seguenti equilibri: H3PO4 (aq) + H2O (l) ⇄ H2PO4− (aq) + H3O+ (aq) H2PO4− (aq) + H2O (l) ⇄ HPO42− (aq) + H3O+ (aq) HPO42− (aq) + H2O (l) ⇄ PO43− (aq) + H3O+ (aq) Ogni reazione all’equilibrio ha una sua costante acida (a 25 °C): [H2PO4−] · [H3O+] = 7,5 · 10−3 Ka1 = ______________ [H3PO4] [HPO42−] · [H3O+] = 6,2 · 10−8 Ka2 = _______________ [H2PO4−]

[PO43−] · [H3O+] = 4,2 · 10−13 Ka3 = _______________ [HPO42−]

Le costanti assumono valori diversi e decrescenti man mano che procede la dissociazione: nel primo equilibrio di ionizzazione il protone si stacca da una molecola neutra, nel secondo equilibrio da un anione con una sola carica, nel terzo da un anione con due cariche e così via. Le costanti indicano quanto sia debole la tendenza a cedere protoni nella seconda e terza dissociazione.

PROBLEMA SVOLTO

17 Calcolare la concentrazione all’equilibrio di un acido diprotico Calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio in una soluzione 0,20 M di acido solfidrico (H2S). L’acido solfidrico è diprotico e le due costanti sono Ka1 = 1,0 ∙ 10−7; Ka2 = 1,0 ∙ 10−14. RISOLVI

Dati [H2s] = 0,20 M

Incognite Ka1 = 1,0 · 10

−7

Ka2 = 1,0 · 10

−14

[Hs−] = ? [s2−] = ?

l’acido solfidrico si trova nelle nubi di gas emesse dai vulcani

373

Questo problema si risolve considerando che ci sono due equilibri in soluzione, entrambi legati alle due dissociazioni: H2s (aq) + H2O (l) ⇄ Hs− (aq) + H3O+ (aq) Hs− (aq) + H2O (l) ⇄ s2− (aq) + H3O+ (aq) 1. Consideriamo il primo equilibrio secondo le modalità già viste. [H2S]

[H2O]

⇄

[HS−]

[H3O+]

[I]

0,20

0

0

[V]

–x

+x

+x

[E]

0,20 – x

+x

+x

sostituendo i valori delle concentrazioni all’equilibrio, possiamo scrivere: [Hs −] · [H 3O +] [x] · [x] Ka1 = _____________ = 1,0 · 10 −7 = ________ [0,2 − x] [H 2 s]

Le concentrazioni all’equilibrio della prima reazione saranno: x = 1,4 · 10−4 [H2s] = 0,1 − 1,4 · 10−4 = 0,1 M [Hs−] = [H3O+] = 1,4 · 10−4 M 2. Il problema non è finito perché c’è la seconda dissociazione che porta alla formazione di s2− e altri H3O+: Hs− + H2O ⇄ s2− + H3O+ [HS−]

[H2O]

⇄

[S2−]

[H3O+]

[I]

1,4 · 10−4

0

1,4 · 10−4

[V]

–x

+x

+x

[E]

1,4 · 10 – x

+x

1,4 · 10−4 + x

−4

in questo caso, le concentrazioni iniziali delle specie chimiche [Hs−] e [H3O+] corrispondono alle concentrazioni all’equilibrio appena calcolate. [Hs 2−] · [H 3O +] [x] · [1,4 · 10 −4 + x] = 1,0 · 10 −14 = _________________ Ka2 = ______________ − [Hs ] [1,4 · 10 −4 − x]

Il valore estremamente basso della Ka2 (1,0 · 10−14) ci informa che il numero di moli dissociate è molto piccolo: è possibile perciò trascurare la x nella somma e nella differenza. Il calcolo si semplifica considerevolmente: [x] · [1,4 · 10 −4] = 1,0 · 10 −14 1,0 · 10 −14 = ______________ [1,4 · 10 −4]

x = 1,0 · 10−14 Complessivamente avremo: [H2s] = 0,1 M [H3O+] = 1,4 · 10−4 + 1,0 · 10−14 = 1,0 · 10−4 M [Hs−] = 1,4 · 10−4 − 1,0 · 10−14 = 1,0 · 10−4 M [s2−] = 1,0 · 10−14 M Fai attenzione! se la differenza tra le costanti all’equilibrio è significativa, quattro o cinque ordini di grandezza, è possibile considerare separatamente gli equilibri, in quanto la concentrazione di ogni ione è essenzialmente determinata dalla prima dissociazione. Nel caso specifico, la concentrazione di s2− è sostanzialmente inesistente.

374

12 Gli equilibri acido-base

FAI PRATICA

18 Calcola le concentrazioni all’equilibrio di tutte le specie chimiche sapendo che

la concentrazione iniziale della soluzione acquosa è 0,150 M. Le costanti acide sono: Ka1 = 7,52 · 10−3; Ka2 = 6,23 · 10−8; Ka3 = 2,2 · 10−13. [[H3PO4] = 0,120 M; [H2PO4−] = 0,0300 M; [HPO42−] = 6,23 · 10−8 M; [PO43−] = 4,57 · 10−19 M; [H3O+] = 0,0300 M]

Gli indicatori di pH Gli acidi, in generale, hanno un sapore aspro (come constatiamo nel caso dei limoni e dell’aceto); le basi hanno un sapore amaro e le loro soluzioni sono scivolose al tatto. Però, affidarsi ai nostri sensi per identificare gli acidi e le basi è inadeguato e può essere pericoloso; inoltre non consente di effettuare misure quantitative. Da tempo è noto che gli acidi fanno diventare rossa una cartina imbevuta di tornasole (un miscuglio di varie sostanze, estratto da alcuni licheni), mentre le basi la fanno diventare blu. Il tornasole è un indicatore acido-base; il cambiamento di colore del tornasole, e di ogni altro indicatore, è chiamato viraggio. Un indicatore acido-base è una sostanza che assume colorazioni diverse a seconda del pH della soluzione con cui è in contatto.

ENGLISH

indicatore acido-base acid-base indicator

pH di viraggio dell’indicatore universale

In laboratorio, si usano comunemente le cartine di indicatore universale, impregnate di un miscuglio di vari indicatori, che assumono colori via via diversi al variare del pH (Figura 8). La fenolftaleina, il metilarancio, il metilvioletto e altre sostanze sono gli indicatori più comuni. In particolare: la fenoftaleina è incolore in ambiente acido e color ciclamino in ambiente basico; il metilarancio è rosso per pH < 3, giallo per pH > 4; il metilvioletto è giallo a pH = 0,1, blu a pH circa 2. Gli indicatori sono degli acidi o delle basi deboli e manifestano il colore in funzione della maggiore o minore concentrazione della specie indissociata o dissociata, secondo questo generico equilibrio: HInd + H2O ⇄ Ind− (aq) + H3O+ (aq) L’indicatore HInd ha una colorazione diversa rispetto alla specie chimica Ind−: se nella soluzione prevalgono gli ioni H3O+, l’equilibrio si sposta a sinistra, a favore della specie HInd, che ha una determinata colorazione; se prevalgono gli ioni OH−, l’equilibrio si sposta a destra a favore della specie Ind−, che presenta un’altra colorazione. La soluzione inizia a virare (punto di viraggio), cioè a cambiare colore, quando le due specie, HInd e Ind−, hanno la stessa concentrazione. Per misurare il pH delle soluzioni in modo accurato di solito in laboratorio si usa il piaccametro (Figura 9), uno strumento dotato di un elettrodo sensibile alle concentrazioni degli ioni idronio, calibrato in modo tale da fornire la lettura diretta del valore del pH quando è immerso nella soluzione da analizzare.

↑ Figura 8

PREPARATI ALLA VERIFICA 10 Qual è la differenza tra un acido/base forte ed un acido/base debole? 11 Per quale ragione, a parità di concentrazione iniziale, un acido debole ha un pH maggiore rispetto a un acido forte?

← Figura 9

12 Che cos’è un indicatore?

375

5

L’idrolisi e le soluzioni tampone

Il pH dei sali in acqua: l’idrolisi Quando aggiungiamo il sale nell’acqua della pasta (Figura 10), l’acidità dell’acqua cambia? Quando si scioglie un sale in acqua, l’interazione tra sale e acqua è detta idrolisi e il pH della soluzione che si forma dipende dalle proprietà acide e basiche degli ioni che derivano dalla dissociazione del sale. Nel caso del sale da cucina la reazione tra cloruro di sodio e acqua porta alla formazione degli ioni Na+ e Cl−, secondo la reazione:

ENGLISH

idrolisi hydrolisis

NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl− (aq) Queste due specie ioniche derivano da una base forte NaOH e da un acido forte HCl: NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq) base forte

acido coniugato

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl− (aq) acido forte

base coniugata

Per la teoria di Brønsted e Lowry, un acido forte genera una base coniugata debole e una base forte genera un acido coniugato debole. Così l’acido coniugato Na+ e la base coniugata Cl− sono così deboli da non reagire con l’acqua, cioè non sono in grado di spostare l’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua e di modificarne il pH. Gli ioni dei metalli alcalini e alcalino-terrosi (Li+, Na+, Mg2+, Ba2+ ecc.) e gli anioni degli acidi forti sono specie chimiche così deboli che al massimo si idratano, cioè si circondano di un numero variabile di molecole d’acqua. Questi ioni sono solo spettatori perché non prendono più parte ad alcuna reazione. Le soluzioni di sali che derivano da un acido forte e una base forte in soluzione acquosa danno un pH neutro. Che cosa succede al pH di una soluzione quando si aggiunge dell’acetato di sodio? Questo sale in acqua si dissocia secondo la reazione: CH3COONa (s) → CH3COO− (aq) + Na+ (aq) Le due specie ioniche derivano da un acido debole CH3COOH e da una base forte NaOH: CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq) acido debole

base coniugata

NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq) base forte

acido coniugato

L’acido coniugato debole Na+ è uno ione spettatore, perché è talmente debole da non influenzare l’equilibrio dell’acqua. Lo ione acetato CH3COO− viceversa è una base coniugata forte perché deriva da un acido debole, ed è in grado di reagire nuovamente: CH3COO− (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COOH (aq) + OH− (aq) base accetta un protone

acido dona un protone

In questo caso, la base forte CH3COO− non si idrata, ma reagisce con l’acqua e idrolizza. L’equilibrio è detto equilibrio d’idrolisi.

376

↑ Figura 10

12 Gli equilibri acido-base

I sali derivanti da un acido debole e da una base forte, in soluzione acquosa, danno pH basico. Se aggiungessimo del cloruro d’ammonio (Figura 11) in acqua, come potrebbe variare il pH della soluzione? Questo sale in acqua si dissocia secondo la reazione: NH4Cl (s) → NH4+ (aq) + Cl− (aq) Le due specie ioniche derivano da una base debole, NH3, e da un acido forte, HCl: NH3 (g) + H2O (l) ⇄ NH4+ (aq) + OH− (aq)

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl− (aq)

base debole

acido forte

acido coniugato

base coniugata

Lo ione Cl− è una base coniugata debole e non è in grado di modificare il pH della soluzione, mentre lo ione ammonio (NH4+) è l’acido coniugato forte di una base debole ed è in grado di reagire con l’acqua secondo la reazione: NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq) acido dona un protone

base accetta un protone

I sali derivanti da una base debole e un acido forte, in soluzione acquosa, danno pH acido.

↓ Figura 11 Infine, le soluzioni saline che derivano da un acido debole e da una base debole possono avere un pH acido, basico o neutro a seconda della forza relativa dell’acido e della base.

PROBLEMA SVOLTO

19 Calcolare il pH di una soluzione salina Calcola il pH di una soluzione acquosa di cloruro di ammonio NH4Cl 0,20 M sapendo che per l’ammoniaca Kb = 1,8 · 10–5. RISOLVI

Dati

Incognite

Msale = 0,20 M

Kb (NH3) = 1,8 · 10–5

pH = ?

Per questi problemi è possibile prevedere il pH della soluzione: per sali che derivano da una base debole (NH3) e da un acido forte (HCl), il pH della soluzione è acido. Per risolvere il problema conviene procedere come segue. • scrivi la reazione di idrolisi: NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq) Lo ione ammonio è l’acido ⇄ [NH4+] [H2O] [NH3] [H3O+] e cede un protone all’acqua che è la base. [I] 0,2 0 0 • Imposta lo schema con le [V] –x +x +x concentrazioni iniziali [I], le variazioni di [E] 0,20 – x +x +x concentrazione [V] e le concentrazioni all’equilibrio [E] indicando con x la concentrazione incognita dello ione H3O+. • scrivi l’espressione della costante di dissociazione acida dello ione NH4+: Kw Ka = ___ Kb

377

Calcola 1. Determina la costante di dissociazione acida dello ione NH4+: Kw ________ 1,0 · 10–14 Ka = ___ = = 5,6 · 10–10 Kb 1,8 · 10–5 2. Calcola il valore di x, e di [H3O+], applicando la consueta approssimazione (x è trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale di NH4+): [NH3] · [H3O+] ______ x2 = Ka = ____________ [NH4+] 0,2 − x _______

______________

x = √Ka · 0,20 = √(5,6 · 10–10) · 0,20 = 1,06 · 10–5 La concentrazione degli ioni H3O+ è 1,06 · 10–5 M. 3. Ora puoi calcolare il pH: pH = –log [H3O+] = –log (1,06 · 10–5) = 4,97 Il pH, correttamente approssimato, è 5,0.

FAI PRATICA

20 Calcola il pH delle seguenti soluzioni:

a. KCl 1,0 M b. acetato di sodio (CH3COONa) 1,50 · 10–2 M (per l’acido acetico, Ka = 1,76 · 10–5). [a. 7,0; b. 8,5]

Abbiamo visto che alcuni anioni (come lo ione acetato, lo ione F– e altri) possono agire da basi deboli in soluzione e che alcuni cationi (come NH4+ e altri) possono agire da acidi deboli. A differenza degli ioni dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, che non danno idrolisi, alcuni cationi di piccole dimensioni e con carica elevata (come Fe3+, Al3+, Cu2+ e altri) danno soluzioni acide. Per esempio, una soluzione di FeCl3 è leggermente acida per effetto della idratazione dello ione Fe3+ (che è un acido di Lewis) seguita dalla reazione acido-base dello ione idratato:

↓ Figura 12 l’acqua degli oceani è provvista di un sistema tampone che protegge gli organismi da brusche variazioni di pH

Fe3+ (aq) + 6H2O (l) → [Fe(H2O)6]3+ (aq) [Fe(H2O)6]3+ (aq) + H2O (l) ⇄ [Fe(H2O)5(OH−)]2+ (aq) + H3O+ (aq) acido

base

Le soluzioni tampone Se si aggiungono poche gocce di acido (o di base) a una soluzione, in genere il suo pH cambia nettamente. Ci sono però particolari soluzioni, ottenute miscelando un acido debole con un suo sale (o una base debole con un suo sale), il cui pH rimane pressoché costante quando si aggiunge un acido o una base. Queste soluzioni resistono ai cambiamenti di pH e sono dette soluzioni tampone (o semplicemente tamponi, Figura 12). Una soluzione tampone mantiene pressoché costante il proprio pH dopo l’aggiunta di piccole quantità di acido o di base. Consideriamo per esempio il tampone acido acetico/acetato, ottenuto miscelando CH3COOH 0,1 M con una soluzione di CH3COONa 0,1 M. Il tampone contiene quantità significative sia dell’acido (CH3COOH) sia della sua base coniugata (CH3COO–).

378

ENGLISH

soluzione tampone buffer solution

12 Gli equilibri acido-base

Se si aggiunge un acido, il tampone neutralizza l’acido in eccesso nel modo seguente: CH3COO– (aq) + H3O+ (aq) → CH3COOH (aq) + H2O (l) base

acido aggiunto

Se invece si aggiunge una base, il tampone la neutralizza nel modo seguente: CH3COOH (aq) + OH– (aq) → CH3COO– (aq) + H2O (l) acido

base aggiunta

Il tampone quindi mantiene costante il pH (purché le aggiunte non siano eccessive). Ogni tampone ha un intervallo di pH in cui funziona in modo ottimale; il sistema acido acetico/acetato, per esempio, è efficace nell’intorno di pH 5 mentre quello ammoniaca/ione ammonio lavora meglio attorno al valore di pH 9.

PROBLEMA SVOLTO

21 Calcolare il pH di una soluzione tampone a. Calcola il pH di un tampone CH3COOH/CH3COO– in cui le concentrazioni dell’acido e del suo sale sono 0,10 M (Ka = 1,76 · 10–5). b. Calcola di quanto varia il pH dopo l’aggiunta di 0,01 mol di HCl in un litro di soluzione. RISOLVI

Dati

Incognite

[CH3COOH]inizio = 0,10 M

[CH3COO–]inizio = 0,10 M

pH = ?

Ka = 1,76 · 10–5 Anzitutto, scrivi la reazione che lega la coppia acido/base: CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO– + H3O+ Quindi puoi impostare lo schema delle concentrazioni (iniziali e finali) indicando con x la concentrazione incognita dello ione H3O+. [CH3COOH]

[H2O] [CH3COO–] [H3O+]

[I]

0,10

0,10

0

[V]

–x

+x

+x

[E]

0,10 – x

0,10 + x

+x

Fai attenzione! in questo caso la concentrazione iniziale dello ione acetato non è nulla, ma uguale a 0,10 M.

Calcola a. Puoi sostituire le concentrazioni all’equilibrio nell’espressione della costante di dissociazione acida e procedere al calcolo come abbiamo visto in precedenza. 1. Calcola la concentrazione degli ioni H3O+: [CH3COO−] · [H3O+] ___________ (0,10 + x) · x = Ka = ________________ [CH3COOH] (0,10 − x)

→ x = 1,76 · 10–5

La concentrazione di ioni H3O+, con le approssimazioni fatte, risulta uguale alla Ka dell’acido acetico. In generale, quando acido e base coniugata sono presenti nel tampone in uguale concentrazione vale la relazione: [H3O+] = Ka. 2. Calcola il pH di una soluzione con [H3O+] = 1,76 · 10–5 M: pH = –log (1,76 · 10–5) = 4,75 b. Quando si aggiunge HCl, lo ione idronio è neutralizzato dallo ione acetato (la base più forte presente in soluzione); di conseguenza, la concentrazione di CH3COO– diminuisce, mentre quella di CH3COOH aumenta: CH3COO– + H3O+ ⇄ CH3COOH + H2O

379

1. Calcola le nuove concentrazioni all’equilibrio: [CH3COO–]eq = 0,10 – 0,01 = 0,09 M [CH3COOH]eq = 0,10 + 0,01 = 0,11 M 2. sostituendo questi valori nella espressione della costante di dissociazione acida, si ottiene: x · 0,09 Ka = ______ = 1,76 · 10–5 0,11

x = 2,2 · 10–5

3. Calcola il pH di una soluzione con [H3O+] = 2,2 · 10–5 M: pH = –log (2,2 · 10–5) = 4,66 Il pH della soluzione ha subìto una variazione molto piccola.

FAI PRATICA

22 Calcola il pH di una soluzione tampone preparata miscelando 0,300 L di acido acetico 0,350 M e 0,400 L di acetato di sodio 0,150 M; per l’acido acetico, Ka = 1,76 · 10–5.

[4,51]

Per velocizzare i calcoli sulle soluzioni tampone, possiamo utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbach:

Equazione di Henderson-Hasselbach

[base coniugata] pH = pKa + log _______________ [acido] La relazione appena vista, deriva dal seguente sviluppo matematico: HA + H2O ⇄ H3O+ + A− Ka = [H3O+] · [A−] / [HA] [A−] −log Ka = −log [H3O+] – log _____ [HA] − [A ] pKa = pH – log _____ [HA] [A−] pH = pKa + log _____ [HA] L’equazione di Henderson-Hasselbach ci permette di non impostare lo schema I-V-E quando: [base coniugata] • vale la relazione 0,10 < _______________ < 10 cioè quando il rapporto tra la base [acido] coniugata e l’acido è compreso tra 0,1 e 10; • la concentrazione molare delle specie presenti in soluzione supera di circa 100 il valore della costante acida (o basica). Per esempio, nel caso dell’esercizio precedente entrambe le condizioni sono verificate, perciò se [A−] = 0,10 M e [HA] = 0,10 M e Ka = 1,76 · 10−5 possiamo risolvere così: 0,10 M pH = −log (1,76 · 10−5) + log _______ ( 0,10 M ) pH = −4,7 + log (1) = −4,7 + 0

380

PREPARATI ALLA VERIFICA 13 Che cosa si intende per idrolisi e quali sostanze possono generare equilibri di idrolisi? 14 Che cosa si intende per soluzione tampone? 15 soluzioni formate da una base debole e dal corrispondente acido coniugato presente sotto forma di sale sono tamponi basici o acidi? 16 Una soluzione di acido acetico contiene l’acido e la sua base coniugata, ma non è un tampone: spiega perché.

12 Gli equilibri acido-base

6

Le titolazioni acido-base

Per controllare la purezza dell’acqua, degli alimenti e la composizione del sangue si ricorre spesso alla titolazione, una tecnica di analisi chimica che consente di determinare la quantità di soluto in una soluzione. La titolazione è utilizzata per determinare la concentrazione incognita di una soluzione, tramite aggiunte graduali di un’altra soluzione a concentrazione nota. La soluzione da analizzare è detta analita, quella a concentrazione nota è chiamata titolante (Figura 13). Consideriamo, per esempio, la titolazione di una soluzione a concentrazione incognita di HCl (analita) con una soluzione a concentrazione nota di NaOH (titolante). Si procede in questo modo: • si pone un volume noto della soluzione acida (analita) in una beuta; • alla beuta, mantenuta in continua agitazione, si aggiungono alcune gocce di un indicatore, per esempio fenolftaleina, una sostanza che cambia colore in seguito alla variazione di pH. All’inizio la soluzione rimane incolore, perché la fenolftaleina cambia colore in soluzione basica; • si pone la soluzione del titolante (basica) in una buretta, un recipiente graduato di vetro, lungo e stretto, aperto a una estremità e dotato di un rubinetto; • manovrando il rubinetto, si fa gocciolare con cautela la soluzione del titolante nella beuta; quando l’indicatore cambia colore (viraggio) si legge sulla scala graduata della buretta il volume di NaOH che è stato aggiunto. Il viraggio dell’indicatore (Figura 14) segnala il punto di equivalenza (o punto equivalente) della titolazione: le moli di NaOH aggiunte sono uguali alle moli di HCl. Conoscendo il volume di NaOH aggiunto, si può calcolare la concentrazione incognita dell’acido.

ENGLISH

titolazione titration

buretta

titolante

analita

↑ Figura 13 ← Figura 14

punto di equivalenza

↓ Figura 15 Nel corso della titolazione il pH cambia molto rapidamente intorno al punto di equivalenza, come mostra la curva di titolazione (Figura 15), cioè il grafico che riporta il pH in funzione del volume di titolante aggiunto. Per calcolare la concentrazione incognita dell’acido (o della base) segue una semplice procedura.

pH

14

12 prima del punto di equivalenza 10 (H3O+ in eccesso) 8 pH iniziale

dopo il punto di equivalenza (OH– in eccesso)

6 punto di equivalenza

4 2 0

0

10 20 30 40 50 Volume di NaOH aggiunto (mL)

381

1. Si calcolano le moli di titolante aggiunte per arrivare al punto di equivalenza: ntitolante = Vtitolante · Mtitolante 2. In base alla stechiometria della reazione tra titolante e analita, si calcolano le moli di analita presenti in soluzione; infatti, al punto di equivalenza: ntitolante = nanalita 3. Infine, si determina la molarità incognita dell’analita: nanalita Manalita = _______ Vanalita

PROBLEMA SVOLTO

23 Determinare la molarità di un acido tramite titolazione Si titolano 25,0 mL di una soluzione di acido ossalico (H2C2O4) di concentrazione non nota con una soluzione di NaOH 0,100 M. Per raggiungere il punto di equivalenza occorrono 38,0 mL di soluzione di NaOH. Determina la concentrazione dell’acido ossalico, che dà la seguente reazione: H2C2O4 (aq) + 2NaOH (aq) → Na2C2O4 (aq) + 2H2O (l) RISOLVI

Dati

Incognite

MNaOH = 0,100 M VNaOH = 38,0 mL

Vacido = 25,0 mL

Macido = ?

Anzitutto, converti i volumi da mL a L: 38,0 mL = 0,0380 L 25,0 mL = 0,0250 L Puoi procedere come descritto nel testo: 1. calcola le moli di NaOH necessarie per neutralizzare l’acido; 2. in base alla stechiometria di reazione, risali alle moli di acido presenti all’inizio in soluzione; 3. calcola la molarità incognita dell’acido.

Calcola 1. Le moli di NaOH aggiunte sono: nNaOH = VNaOH · MNaOH = 0,0380 L · 0,100 mol/L = 0,00380 mol 2. La reazione di neutralizzazione fornisce il rapporto stechiometrico titolante/analita; occorrono 2 mol di NaOH per neutralizzare ogni mole di acido. Al punto di equivalenza: nNaOH : nacido = 2 : 1 Quindi le moli di acido ossalico in soluzione sono: 0,00380 mol nacido = ___________ = 0,00190 mol 2 3. Ora puoi determinare la molarità incognita dell’acido: nacido ___________ 0,00190 mol = 0,0760 mol/L = Macido = ____ Vacido 0,0250 L

FAI PRATICA

24 Si titolano 25,00 mL di una soluzione Ca(OH)2 con 0,72 g di HCl disciolti in 500 mL

di soluzione acquosa. Per raggiungere il punto di equivalenza occorrono 14,8 mL [0,012 M] di soluzione di acido. Determina la concentrazione di Ca(OH)2.

382

il kiwi è ricco di acido ossalico

12 Gli equilibri acido-base

Normalità delle soluzioni e titolazioni Nelle titolazioni, al punto di equivalenza, le moli di acido sono uguali alle moli di base. Per semplificare i calcoli si usa talvolta la normalità, invece della molarità.

Normalità La normalità (N) di una soluzione esprime gli equivalenti di soluto per litro di soluzione. Un equivalente di un acido è la quantità di acido in grado di cedere una mole di ioni idrogeno in una reazione.

neq N = ___ V

Ogni mole può dare origine a uno o più equivalenti, a seconda della reazione: HCl (aq) → H+ (aq) + Cl− (aq)

1 mol HCl = 1 eq

1 mol di protoni

H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42− (aq)

1 mol H2SO4 = 2 eq

2 mol di protoni

A seconda del tipo di reazione a cui partecipa, si può calcolare per ogni acido una massa equivalente (meq) dividendo la massa molare (MM) per il numero di protoni ceduti: MM m eq = ____________________ numero di H + (eq/mol) In maniera analoga, un equivalente di una base è la quantità di base che libera una mole di ioni idrossido. Per esempio: NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH− (aq)

1 mol NaOH = 1 eq

1 mol di ioni idrossido

Ca(OH)2 (aq) → Ca2+ (aq) + 2OH− (aq)

1 mol Ca(OH)2 = 2 eq

2 mol di ioni idrossido

La massa equivalente (meq) si ottiene dividendo la massa molare (MM) per il numero di ioni idrossido: MM m eq = _____________________ numero di OH − (eq/mol) Usare la normalità facilita i calcoli nelle titolazioni perché al punto di equivalenza: equivalenti di acido = equivalenti di base

→ neq acido = neq base

PROBLEMA SVOLTO

25 Usare la normalità nelle titolazioni 1,18 g di H2C2O4 · 2H2O (MM = 126,05 g/mol) 0,100 M sono disciolti in acqua e titolati con 28,3 mL di soluzione di NaOH di concentrazione incognita. Calcola la normalità di NaOH relativamente alla reazione: H2C2O4 (aq) + 2NaOH (aq) → Na2C2O4 (aq) + 2H2O (l) RISOLVI

Dati

Incognite

M(H2C2O4)idratato = 0,100 M

m(H2C2O4)idratato = 1,18 g

MM(H2C2O4)idratato = 126,05 g/mol

V(NaOH) = 28,3 mL

N(NaOH) = ?

383

Ogni mole di acido libera 2 mol di protoni, pertanto puoi calcolare la massa equivalente dell’acido e, quindi, gli equivalenti di acido: MM meq = __________ 2 (eq/mol)

macido neq = _____ meq

Al punto di equivalenza, gli equivalenti di acido sono uguali agli equivalenti della base. A questo punto puoi calcolare la normalità della base; per farlo, devi convertire il volume da mL a L: Vbase = 28,3 mL = 0,0283 L

Calcola 1. Determina la massa equivalente dell’acido: 126,5 g/mol meq = ___________ = 63,25 g/eq 2 eq/mol 2. Calcola il numero di equivalenti dell’acido: 1,18 g macido __________ neq acido = _____ = = 0,0187 eq meq 63,25 g/eq Gli equivalenti di NaOH sono uguali a quelli dell’acido, pertanto puoi calcolare la normalità della soluzione di NaOH: neq base 0,0187 eq N base = ______ = _________ = 0,661 eq/l V (L) 0,0283 l

FAI PRATICA

26 25,00 mL di una soluzione di H2SO4 di concentrazione incognita sono titolati con 46,8 mL di una soluzione 0,661 N di NaOH. Qual è la normalità dell’acido?

[1,24 N]

La curva di titolazione acido forte/base forte Le titolazioni sfruttano diverse proprietà chimiche della materia per determinare la concentrazione di una soluzione. Si hanno così titolazioni complessometriche, potenziometriche, conduttimetriche ecc. Le più comuni sono quelle acidobase, in cui il pH della soluzione incognita cambia nettamente all’aggiunta di una base o di un acido: se l’analita è acido, il titolante è una base e viceversa. Nelle titolazioni tra un acido forte (HCl) e una base forte (NaOH) si raggiunge il punto di equivalenza a pH = 7. Avviene una reazione di neutralizzazione che porta in soluzione solo ioni Na+ e Cl−, che non modificano il pH: NaOH (aq) + HCl (aq) → Na+ (aq) + OH− (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq) → → Na+ (aq) + Cl− (aq) + H2O (l) Il grafico che rappresenta la variazione di pH in funzione del volume di titolante aggiunto è chiamato curva di titolazione. La curva di titolazione per le reazioni acido base rappresenta la variazione del pH della soluzione titolata in funzione del volume di titolante aggiunto. Per disegnare una curva di titolazione è sufficiente procedere come indicato. 1. Scrivere la reazione che avviene tra analita e titolante, cioè tra acido forte e base forte (o viceversa). Consideriamo, per esempio, la titolazione tra 25,00 mL di HCl (analita) 0,0800 M con NaOH 0,100 M. La reazione è: NaOH + HCl → Na+ + OH− + H+ + Cl− → Na+ + Cl− + H2O

384

12 Gli equilibri acido-base

Se eliminiamo gli ioni spettatori avremo: H+ (aq) + OH– (aq) ⇄ H2O (l)

Kw = 1 ⋅ 10−14

2. Determinare il volume necessario per arrivare al punto d’equivalenza, cioè il volume che dobbiamo aggiungere per avere le stesse moli di analita e titolante: Veq ⋅ Mtitolante = Vanalita ⋅ Manalita Veq ⋅ (0,100 M) = (0,02500 L) ⋅ (0,0800 M) = 0,0200 L = 20,00 mL Aggiunti 20,00 mL di titolante, la titolazione è completa. Consideriamo quindi che: • prima del punto di equivalenza [H+] > [OH−], pH acido (nel nostro caso); • al punto di equivalenza [H+] = [OH−], pH neutro; • superato il punto di equivalenza [H+] < [OH−], pH basico (nel nostro caso). 3. Determinare la variazione di pH a ogni volume di titolante aggiunto. Supponiamo di aggiungere ogni volta 2,00 mL di titolante (NaOH). Per questo passaggio, impostiamo una tabella come quella che segue:

IN DIGITALE

In più Tabella con il calcolo del pH per la curva di titolazione

VNaOH aggiunto (mL)

0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

20 volume equivalente

pH

1,1

1,2

1,26

1,34

1,44

1,54

1,66

1,81

2,01

2,33

7

All’inizio, quando il volume di NaOH aggiunto è uguale a zero (V = 0), il pH è −log(0,0800) = 1,1. Calcoliamo le moli di NaOH aggiunte per Vaggiunto = 2,00 mL: n(NaOH)aggiunte = 0,100 mol/L ⋅ 0,002 L = 2,00 ⋅ 10−4 mol Queste sono le moli che aggiungeremo ogni volta. Calcoliamo le moli in eccesso di acido cloridrico dopo aver aggiunto il titolante: n(HCl) = 0,0800 mol/L ⋅ 0,02500 L = 0,00200 mol n(HCl)eccesso = 0,00200 mol − 2,00 ⋅ 10−4 mol = 0,001800 mol Queste sono le moli che rimangono in soluzione. Calcoliamo la concentrazione molare e il pH corrispondente alle moli presenti: [HCl] = 0,001800 mol/(0,02700) L = 0,06666 mol/L pH = 1,17 = 1,2 Questa sequenza va ripetuta per tutte le aggiunte di titolante tenendo presente che, dopo il punto equivalente, non abbiamo più moli in eccesso di analita, ma di titolante. 4. Costruiamo il grafico del pH in funzione del volume aggiunto di titolante (Figura 16). 14

← Figura 16

pH basico oltre il punto equivalente 12 10

PREPARATI ALLA VERIFICA

8 pH = 7 al punto equivalente

pH 6

17 Quando si utilizza la titolazione?

4

18 Che cosa si intende per analita e titolante?

pH acido prima punto equivalente

2 0 0

5

10 15 20 25 Volume di titolante aggiunto (ml)

30

35

19 Che cosa si intende per punto equivalente?

385

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

Le teorie acido-base

Per la teoria di ARRHENIUS, un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera ioni idrogeno (H+); una base è una sostanza che in acqua libera ioni idrossido (OH−). secondo la teoria di BRØNSTED e LOWRY, un acido è una sostanza che può donare protoni, una base è una sostanza che può accettare protoni. In ogni reazione acido-base ci sono due coppie acido-base coniugate: l’acido HA dà origine ad A−, che è la sua base coniugata; la base B dà origine a BH+, che è il suo acido coniugato. secondo la teoria di LEWIS, un acido è una specie chimica in grado di accettare una coppia di elettroni, una base è una specie in grado di donare una coppia di elettroni.

2

Soluzioni acide, basiche e neutre

Le soluzioni acquose possono essere: • NEUTRE, quando [H3O+] = [OH−]; • ACIDE, quando [H3O+] > [OH−]; • BASICHE, quando [H3O+] < [OH−]. Per definire se una soluzione è acida, basica o neutra, si fa riferimento all’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua, la cui costante è chiamata PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA, indicato con Kw = [H3O+] · [OH−] = 1,0 · 10−14

3

La scala del pH

Il pH di una soluzione acquosa è dato dal logaritmo decimale, cambiato di segno, della concentrazione degli ioni H3O+. La scala del pH varia da 0 a 14: le soluzioni acide hanno pH < 7; le soluzioni neutre hanno pH = 7; le soluzioni basiche hanno pH > 7.

4

Acidi e basi forti e deboli

In base alla teoria di Brønsted e Lowry, l’acqua non solo è un solvente ma è anche un reagente, che può comportarsi sia da acido sia da base; essa inoltre consente di distinguere la forza relativa di acidi e basi. In soluzione acquosa, gli ACIDI e le BASI FORTI sono completamente ionizzati, mentre gli ACIDI e le BASI DEBOLI sono ionizzati solo in parte. In questo secondo caso, in acqua si forma un equilibrio che è descritto dalla rispettiva costante di dissociazione acida o basica.

5

L’idrolisi e le soluzioni tampone

La reazione tra un sale e l’acqua è detta IDROLISI. I sali che derivano da un acido forte e una base forte danno soluzioni acquose neutre. I sali che derivano da un acido debole e una base forte danno soluzioni acquose basiche. I sali che derivano da un acido forte e una base debole danno soluzioni acquose acide. Una SOLUZIONE TAMPONE mantiene pressoché costante il proprio pH dopo l’aggiunta di piccole quantità di acido o di base.

6

Le titolazioni acido-base

La TITOLAZIONE è utilizzata per determinare la concentrazione incognita di una soluzione, tramite aggiunte graduali di un’altra soluzione a concentrazione nota. La soluzione da analizzare è chiamata analita, quella a concentrazione nota è chiamata titolante. Nelle titolazioni si usano, in alcuni casi, gli indicatori che segnalano il punto di equivalenza della titolazione, in cui le moli di analita e titolante sono uguali. Nel corso della titolazione il pH cambia (e lo fa molto rapidamente) intorno al punto di equivalenza. Il grafico che riporta il pH in funzione del volume di titolante aggiunto è chiamato curva di titolazione. La normalità (N) di una soluzione esprime gli equivalenti di soluto per litro di soluzione.

386

12 Gli equilibri acido-base IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

ACIDI E BASI sono descritti dalle teorie di

possono essere danno

ARRHENIUS SOLUZIONI ACIDE

SOLUZIONI NEUTRE

SOLUZIONI BASICHE

BRØNSTED E LOWRY a seconda della LEWIS

FORTI

DEBOLI

se sono completamente

se sono descritti dalla

DISSOCIATI

CONCENTRAZIONE

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE

di ioni

H3O+

OH−

che può essere determinata mediante

si definiscono ACIDO

pH < 7

NEUTRO

pH = 7

BASICO

pH > 7

pH

pOH

a partire dal PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA

TITOLAZIONE

che può essere mantenuto entro certi limiti nelle

SOLUZIONI TAMPONE

387

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 1 Le teorie acido-base 1 Completa le reazioni e indica se la sostanza è un acido o una

base. A HI → ................................................................................................................ B Ca(OH)2 → ................................................................................................... C H2so4 → ....................................................................................................... D H3PO4 → ....................................................................................................... E Mg(OH)2 → ..................................................................................................

2 Vero o falso? A Le reazioni acido-base avvengono con il trasferimento di un elettrone dall’acido alla base. B secondo la teoria di brønsted e lowry, acidi e basi devono agire in coppia; una specie chimica si comporta da acido solo se si trova in presenza di una specie che si comporta da base. C Nelle reazioni acido base di BrØnsted e Lowry si formano sempre delle coppie acido-acido.

3 Completa le reazioni e indica le coppie acido/base. A CH3COOH + H2O ⇄ ................................................................................ ...........................................................................................................................

B HNO3 + H2O → .......................................................................................... ...........................................................................................................................

C Hso4− + H2O ⇄ .......................................................................................... ...........................................................................................................................

D so32− + H3O+ + ⇄ ..................................................................................... ...........................................................................................................................

E H2O + H2O ⇄ ............................................................................................. ...........................................................................................................................

4 scrivi le basi coniugate dei seguenti acidi. A HCO3− / .......................... B HCN / .......................... C NH3 / ..........................

10 Individua l’acido e la base di Lewis nelle seguenti reazioni: A Al(OH)3 + OH− → [Al(OH)4]− B sncl4 + 2Cl− → [sncl6]2−

2 Soluzioni acide, basiche e neutre 11 stabilisci se le seguenti soluzioni hanno carattere acido o basico. A [H3O+] = 1,6 · 10−8 M B [OH−] = 1,6 · 10−8 M C [H3O+] = 1,0 · 10−4 M D [OH−] = 1,0 · 10−7 M

............................................ ............................................ ............................................ ............................................

12 stabilisci se le seguenti soluzioni hanno carattere acido, basico o neutro. A n(H3O+) = 1,78 · 10−5 mol in 500 mL

...........................................................................................................................

B Np(OH−) = 3,22 · 1022 ioni in 100,0 mL ...........................................................................................................................

C m(H3O+) = 5,00 · 10−3 g in 0,360 L ...........................................................................................................................

13 Calcola le concentrazioni delle specie chimiche mancanti

e indica se si tratta di una soluzione acida, basica o neutra. [H3O+]

[OH−]

Kw

Soluzione

1,0 · 10−7

A F− / .......................... B HCrO4− / .......................... C IO3−/ ..........................

1,0 · 10−5 1,00 · 10−7

14 Calcola la concentrazione degli ioni OH− in una soluzione in

6 Individua le coppie coniugate acido-base nelle seguenti reazioni. A HNO3 + N2H4 ⇄ NO3− + N2H5+

...........................................................................................................................

B HIO3 + HC2O4− ⇄ IO3− + H2C2O4 ...........................................................................................................................

C H2PO4− + CO32− ⇄ HPO42− + HCO3− ...........................................................................................................................

7 Individua la sostanza anfotera nella seguente reazione.

Motiva la tua scelta sul quaderno. H2CO3 (aq) ⇄ HCO3− (aq) + H+ (aq) ⇄ CO32− (aq) + 2H+ (aq)

8 Individua l’acido e la base di Lewis nelle seguenti reazioni. A Al(OH)3 + OH− → [Al(OH)4]− ...........................................................................................................................

B sncl4 + 2Cl → [sncl6]

2−

...........................................................................................................................

388

secondo Brønsted e Lowry. A NH3 + HBr ⇄ NH4Br B CH3COO− + H3O+ ⇄ CH3COOH + H2O C Cu2+ + 4NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ D CaO + H2O ⇄ Ca2+ + 2OH−

7,50 · 10−3

5 scrivi gli acidi coniugati delle seguenti basi.

−

9 Individua la reazione acido-base secondo Lewis, ma non

cui è presente una concentrazione di H3O+ pari a 1,70 · 10−3 M. Determina se la soluzione è acida, basica o neutra. [5,88 · 10−12 M]

15 Calcola la concentrazione molare degli ioni idronio e

idrossido in una soluzione 0,150 M di un generico acido HA, a 20 °C. La soluzione risultante è acida, basica o neutra? [[H3O+] = 0,150 M; [OH−] = 6,67 · 10−14 M]

3 La scala del pH 16 Completa la tabella inserendo la relazione tra le concentrazioni [H3O+] e [OH−] e il pH. Concentrazioni [H3O ] > [OH ] +

..........................

−

[OH−]

[H3O+] ..........................

pH

12 Gli equilibri acido-base

17 Completa la tabella con i rispettivi valori di pH, pOH e con le corrette concentrazioni. pH

[H3O+]

pOH

[OH−]

pH + pOH

1

soluzione 0,0200 M di acido cloridrico, un acido forte. Determina inoltre il pH e il pOH della soluzione. [[H3O+] = 0,0200 M; [OH−] = 5,00 · 10−13 M; pH = 1,70; pOH = 12,30]

25 L’idrossido di magnesio in sospensione acquosa è chiamato

1,0 · 10−11

latte di magnesia ed è un antiacido, la cui solubilità in acqua è pari a 0,0014 g in 100 mL, a 0 °C. Calcola il pH della soluzione satura di latte di magnesia. [11]

1,0 · 10

−5

7

24 Calcola la concentrazione degli ioni [H3O+] e [OH−] di una

1,0 · 10−7 5

26 In laboratorio hai 500,0 mL di una soluzione acquosa di

idrossido di potassio al 5,00 % m/m. La densità della soluzione è 1,03 g/mL a 20 °C. Calcola il pH della soluzione. [13,96]

1,0 · 10−11 1,0 · 10−1

27 Prelevi 130 mL di una soluzione di idrossido di sodio 0,600 M.

18 In laboratorio valuti che il pH di uno

Calcola il pH della soluzione diluita con acqua fino a ottenere un volume di 18,0 L. [11,64]

yogurt è 2,86. Qual è la concentrazione molare degli ioni H3O+ e OH−? [[H3O+] = 0,00138 M; [OH−] = 7,25 10−12 M]

28 Calcola il pH di una soluzione di acido nitrico 10,0% m/m, sapendo che la densità della soluzione è 1,08 g/cm3.

19 Il pH del sangue è (forse) il valore più

[−0,233]

importante del nostro corpo perché, dato che scorre in tutto l’organismo, influenza tutti gli altri: quello della saliva, della pelle, dell’urina, del succo gastrico. Per un organismo umano in buona salute, deve essere circa 7,4, cioè leggermente alcalino. Considera la tabella e determina i valori mancanti. Saliva

Pelle

pH pOH

Urina

Succo Gastrico

6,9

2,1

rubidio. scrivi e bilancia la reazione di formazione dell’idrossido e calcola il pH di una soluzione acquosa 0,08 M di ossido di rubidio. [13,2]

30 Devi preparare una soluzione di idrossido di bario a

pH = 12,0. scrivi e bilancia la reazione e calcola la massa di idrossido di bario necessaria per preparare 3500 mL di una soluzione, alla temperatura di 25 °C. [3,00 g]

31 Calcola la massa in grammi di acido perclorico (HClO4)

necessaria per preparare 500,0 mL di una soluzione acquosa a pH = 1,0. [5,02 g]

7,05

[H3O+] [OH−]

29 L’ossido di rubidio (Rb2O) in acqua forma l’idrossido di

32 8,54 g di idrossido di potassio sono sciolti in 750,0 mL

3,16 · 10−9

d’acqua. scrivi e bilancia la reazione e calcola il pH e il poH della soluzione ottenuta. [pH = 13,3; pOH = 0,70]

4 Acidi e basi forti e deboli 20 Calcola il pH e pOH di una soluzione di acido nitrico 0,01 M. L’acido nitrico è un acido forte.

[pH = 2; pOH =12]

21 Calcola il pH e il pOH di una soluzione di idrossido di sodio

3,50 · 10−1 M. L’idrossido di sodio è una base forte. [pOH = 0,456; pH = 13,54]

22 In laboratorio devi preparare una soluzione sciogliendo

500 mg di acido bromidrico (acido forte) in 8,00 dm3 di soluzione acquosa. A scrivi la reazione tra l’acido e l’acqua. B Individua le coppie coniugate acido-base. C Calcola il pH della soluzione. [C. pH = 3,11]

23 Devi preparare una soluzione acquosa di acido iodidrico

0,00200 M. A scrivi e bilancia la reazione tra acido e acqua. B Calcola il numero di moli di acido presenti in 50,0 mL. C Determina il pH e il pOH della soluzione. [B. 1,00 · 10−4 mol; C. pH = 2,70; pOH = 11,30]

33 Calcola il pH di una soluzione preparata miscelando 15,0 mL

di acido cloridrico 2,50 M con 20,0 mL di HCl 3,50 M. [−0,487]

34 In laboratorio devi preparare una soluzione miscelando

100,0 mL di Ba(OH)2 1,80 M con 50,0 mL di NaOH 2,50 M. scrivi e bilancia le due reazioni e calcola il pH della soluzione finale. [14,5]

35 L’acido fluoroacetico è presente in alcune piante velenose e, in quantità minime, anche nelle foglie di tè. La reazione all’equilibrio, in acqua, è:

CH2FCOOH (aq) + H2O ⇄ ⇄ CH2FCOO− (aq) + H3O+ (aq) Calcola le concentrazioni all’equilibrio delle specie presenti e il pH di una soluzione acquosa 0,300 M di acido fluoroacetico, sapendo che Ka = 2,70 · 10−3. [[CH2FCOOH (aq)] = 0,273 M; [H3O+] = [CH2FCOO− (aq)] = 2,72 · 10−2 M; pH = 1,57]

389

36 Liquido oleoso, incolore

47 Immagina di preparare una soluzione di acido cianidrico

(HCN) a partire da 270,0 mg in 1000,0 mL d’acqua. A scrivi e bilancia la reazione e individua le coppie acido-base. B Calcola il pH e il pOH della soluzione, sapendo che la Ka = 1,0 · 10−10. [B. pH = 6,0; pOH = 8,0]

o giallognolo, di odore sgradevole, l’acido caproico (HC6H11O2) è contenuto in piccole quantità nel burro di capra e nel burro di cocco. In soluzione acquosa, instaura l’equilibrio:

48 Calcola la massa di acido acetico CH3COOH (Ka = 1,76 · 10−5)

che devi prelevare per preparare 150 mL di soluzione a pH = 5. [1,41 · 10−4 g]

HC6H11O2 + H2O ⇄ H3O+ + C6H11O2− A scrivi la costante acida all’equilibrio. B Calcola il valore della costante acida, sapendo che all’inizio in soluzione acquosa sono presenti 11,0 g/L di acido caproico e all’equilibrio si ha pH = 2,94. [1,41 · 10−5]

37 Calcola il pH e il pOH di una soluzione di anilina (C6H5NH2) 2,00 M (Kb = 7,40 · 10–10).

[pOH = 4,41; pH = 9,59]

38 Calcola il pH di una soluzione acquosa di cloruro d’ammonio (NH4Cl) 0,1 M sapendo che Kb(NH3) = 1,70 · 10−5.

[5,12]

39 L’acido solfidrico è un idracido debole diprotico ed è

considerato un veleno: ad alte concentrazioni paralizza il nervo olfattivo rendendo impossibile la percezione del suo sgradevole odore e può causare incoscienza nell’arco di pochi minuti. scrivi e bilancia gli equilibri di reazione tra l’acido e l’acqua e poi scrivi le due costanti all’equilibrio.

40 Calcola il pH di una soluzione di acido ossalico (H2C2O4) 0,1 M. Le costanti acide dell’acido diprotico sono: Ka1 = 7,0 · 10–2; [1,2] Ka2 = 8,0 · 10–5.

41 Calcola il pH di una soluzione 0,01 M di piperazina (C4H10N2,

base debole), sapendo che Kb1 = 5,37 · 10–5 e Kb2 = 2,14 · 10–9. [10,8]

42 La chinina è un alcaloide di origine naturale con proprietà antipiretiche, antimalariche e analgesiche. A Completa gli schemi semplificati delle reazioni all’equilibrio della chinina:

ChinN2H+ + H2O ⇄ .........................................................

[10,11]

43 scrivi la reazione tra l’acido ipocloroso (Hclo, debole) e

l’acqua e calcola il pH di una soluzione 5,00 · 10−2 M di HClO, [4,42] sapendo che la Ka = 2,90 · 10−8.

44 Calcola il pH e le concentrazioni delle specie chimiche

all’equilibrio in una soluzione di ammoniaca 2,00 · 10−2 M (Kb = 1,76 · 10−5). [pH = 10,77; [NH3]eq = 0,0194 M; [NH4+]eq = [OH−] eq = 5,90 · 10−4 M]

45 Una soluzione è preparata sciogliendo 0,945 g di acido

cloroacetico (CH2ClCOOH) in 1000,0 mL d’acqua. Calcola il pH della soluzione sapendo che Ka = 1,35 · 10−3 e che la reazione è: CH2ClCOOH + H2O ⇄ CH2ClCOO− + H3O+ [2,51]

46 Una soluzione di un acido debole HA ha pH = 4,8. sapendo

che la concentrazione iniziale di acido è 0,01 M, calcola la [2,50 · 10−8] costante acida Ka dell’equilibrio.

390

Calcola la costante acida dell’acido in soluzione acquosa, sapendo che la reazione già bilanciata è: CH3CHOHCOOH + H2O ⇄ CH3CHOHCOO− + H3O+ [8,15 · 10−4]

50 Calcola il pH e il pOH di una soluzione 0,20 M di acido benzoico

(C6H5COOH, Ka = 6,5 · 10−5). La reazione già bilanciata è: C6H5COOH + H2O ⇄ C6H5COO− + H3O+ [pH = 2,44; pOH = 11,56]

51 In laboratorio prelevi con una pipetta 5,00 mL di una

soluzione di acido cloridrico al 37% m/m (dsoluzione = 1,19 g/mL) e diluisci il volume prelevato fino a 1000,0 ml. scrivi e bilancia la reazione tra l’acido e l’acqua e calcola il pH e il pOH della soluzione finale. Suggerimento: calcola la massa soluzione dalla densità, poi la massa di HCl e infine il pH e il pOH. [pH = 1,22; pOH = 12,78]

52 A 25 °C la solubilità dell’idrossido di calcio è 0,165 g in 100 mL

di soluzione. A scrivi e bilancia la reazione dell’idrossido di calcio in acqua. B Calcola il pH e pOH della soluzione acquosa. [pH = 12,65; pOH = 1,35]

53 Devi preparare 1,30 L di una soluzione a pH = 2,00.

Quanti millilitri di acido cloridrico concentrato (36% m/m; d(soluzione) = 1,18 g/mL) devi prelevare? [1,12 mL]

54 Un generico aceto commerciale ha una concentrazione di

ChinN2 + H2O ⇄ ......................................................... B Calcola il pH di una soluzione acquosa di chinina 1,45 · 10–2 M sapendo che Kb1 = 1,10 · 10–6 e Kb2 = 1,35 · 10–10.

49 Una soluzione 5,50 · 10−2 M di acido lattico ha pH = 2,20.

acido acetico (CH3COOH) pari a 5,6% m/m. A Completa e bilancia l’equilibrio tra l’acido e l’acqua. B scrivi la costante acida relativa all’equilibrio. C Calcola la massa di aceto che devi usare per preparare 0,800 L di una soluzione acquosa a [C. 0,0702 g] pH = 4,52 (Ka = 1,76 · 10−5).

55 50,0 mL di una soluzione di acido cloridrico 0,50 M sono

messi a reagire con 10,5 g di ossido di sodio. A scrivi e bilancia la reazione. B Determina il reagente limitante. C Calcola la massa di reagente in eccesso, cioè quella che non prende parte alla reazione. D La quantità di sostanza in eccesso forma in acqua l’idrossido corrispondente. scrivi e bilancia la reazione e calcola il pH finale della soluzione. [C. 9,73 g; D. 14,80]

56 Durante un’esercitazione in laboratorio, fai inavvertitamente

cadere sul bancone 500 mL di una soluzione di acido perclorico a pH = 2,5. A scrivi e bilancia la reazione tra l’acido perclorico e l’acqua. B Calcola le moli di acido presenti nel liquido versato. C Calcola il volume di una soluzione 0,10 M di idrossido di calcio necessario per neutralizzare la soluzione acida versata sul bancone. [B. 0,00158 mol; C. 7,9 mL]

12 Gli equilibri acido-base

5 L’idrolisi e le soluzioni tampone 57 Vero o falso? A I sali che derivano da un acido forte e una base forte danno soluzioni acquose acide. B La reazione tra un sale e l’acqua è chiamata idrolisi. C I sali che derivano da un acido forte e una base debole danno soluzioni acquose acide.

58 Considera i seguenti sali: cianuro di sodio (NaCN); fluoruro di sodio (NaF); cianuro di magnesio (Mg(CN)2); cloruro di ammonio (NH4Cl) e cloruro di litio (LiCl). A scrivi le reazioni di dissociazione in acqua. B scrivi le reazioni d’idrolisi. C Prevedi il pH della soluzione risultante.

59 Il cianuro di sodio (NaCN) è un solido bianco, molto tossico,

dal tenue odore di mandorle amare. In natura, oltre che nei noccioli di alcuni frutti, il cianuro è presente in diverse specie di piante, che lo conservano nelle foglie e/o nella corteccia per difendersi dagli erbivori. A scrivi e bilancia la reazione tra il cianuro di sodio e l’acqua. B Lo ione cianuro è la base coniugata dell’acido cianidrico (HCN, Ka = 6,20 · 10−10, a 25 °c). scrivi l’equilibrio di idrolisi e prevedi il pH della soluzione. scrivi infine la relativa costante d’idrolisi. [1,61 · 10−5]

60 Il nitrito di sodio (NaNO2) e il benzoato

di sodio (C6H5COONa) sono sali utilizzati per la conservazione degli alimenti. A scrivi e bilancia la reazione di dissociazione dei due composti in acqua. B Gli anioni sono basi sufficientemente forti per reagire con l’acqua. Completa i due equilibri d’idrolisi e prevedi il pH delle soluzioni. NO2− + H2O ⇄ ............................................................................................ C6H5COO− + H2O ⇄ ................................................................................

C L’acido nitroso (HNO2) e l’acido benzoico (C6H5COOH) hanno le seguenti costanti acide: Ka(HNO2) = 7,2 ∙ 10−4, Ka(C6H5cooH) = 6,3 ∙ 10−5. Determina il valore delle costanti d’equilibrio relative all’idrolisi. [C. Kb(NO2−) = 1,4 · 10−11; Kb(C6H5COO−) = 1,6 · 10−10]

61 Devi preparare una soluzione tampone formata da 0,400 L di

acido acetico CH3COOH 5,00 · 10−2 M con 0,400 L di acetato di sodio CH3COONa 0,076 M (Ka = 1,76 · 10−5). A scrivi e bilancia la reazione dell’acido e del sale in acqua. B Calcola il pH finale della soluzione tampone. [3,94]

62 In laboratorio devi preparare una soluzione tampone tra un

generico acido HA e la sua base coniugata A−. Qual è il rapporto che devi avere tra la base e l’acido coniugato per avere un pH pari a 5? Considera che la costante acida vale Ka = 1,00 · 10−4. [10]

63 In quale rapporto devi miscelare una generica base B con il

suo acido coniugato BH+ affinché il pH della soluzione sia 9,5? Considera che Kb = 5,0 · 10−6. [6,32]

64 Calcola il pH di una soluzione 0,10 M di carbonato di sodio

(Na2CO3). Le costanti di dissociazione dell’acido carbonico sono: Ka1 = 4,30 · 10−7, Ka2 = 5,60 · 10−11. [11,63]

65 Calcola attraverso l’equazione di Henderson-Hasselbach il pH

di una soluzione tampone formata da 0,500 M di acido acetico (CH3COOH) e 1,120 M di acetato di sodio (CH3COONa). La costante acida dell’acido vale 1,75 · 10−5. [5,10]

66 Devi preparare una soluzione tampone ammoniaca/cloruro

d’ammonio a pH = 9,0, sapendo che in laboratorio hai 300,0 mL di una soluzione 0,01 M di ammoniaca (Kb = 1,80 · 10−5). Calcola la massa di cloruro d’ammonio (NH4Cl) che devi aggiungere alla soluzione di ammoniaca per preparare il tampone. [0,290 g]

67 Calcola il pH di una soluzione in cui sono disciolti 400,0 mg

di acetato di sodio CH3COONa in 2,00 L di acqua. Considera che la costante acida dell’acido acetico CH3COOH è Ka = 1,76 · 10−5. Suggerimento: tieni presente tutti gli equilibri in acqua e le relative costanti. [8,07]

6 Le titolazioni acido-base 68 21,5 mL di acido cloridrico sono titolati con 24,7 mL di

idrossido di sodio 0,01 M. A scrivi la reazione di neutralizzazione. B Individua l’analita e il titolante. C Calcola la concentrazione di acido cloridrico presente. [C. 0,011 M]

69 50,0 mL di NaOH 0,100 M sono titolati con acido cloridrico

0,100 M. Calcola il pH della soluzione dopo aver aggiunto all’analita 20 mL, 40 mL e 50 mL di titolante. [pH = 12,63; pH = 12,05; pH = 7]

70 Devi titolare 100,0 mL di una soluzione acquosa 0,100 M di

HCl con una soluzione 0,100 M di NaOH. A Che tipo di reazione è quella che avviene tra l’acido cloridrico e l’idrossido di sodio? B Quanto vale il pH prima che si aggiunga il titolante? C Quanto vale il pH dopo l’aggiunta di 50,0 mL di NaOH? La titolazione avviene prima o dopo il punto equivalente? D Quanti millilitri devi aggiungere per raggiungere il punto di equivalenza? E Calcola il pH della soluzione dopo l’aggiunta di 100,5 mL di NaOH ai 100,0 mL di HCl. [B. 1,0; C. 1,48; D. 100 mL; E. 10,4]

71 50,0 mL di una soluzione 0,200 M di NaOH sono titolati con

HCl 0,200 M. Calcola: A il pH all’inizio, prima della titolazione; B il pH della soluzione dopo l’aggiunta dei seguenti volumi di titolante: a. 45,0 mL; b. 50,0 mL; c. 50,1 mL. [A. 13,3; B. a. 12,03; b. 7,00; c. 3,70]

72 25,0 mL di una soluzione di acido cloridrico 0,1 N

neutralizzano 43,5 mL di una soluzione di idrossido di sodio. Calcola la massa equivalente di acido cloridrico contenuta in 25,0 mL e la normalità della soluzione di idrossido di sodio. [meq = 2,5 · 10−3; N = 0,0575 N]

73 7,30 g di NaOH sono sciolti in 200,0 mL d’acqua.

Per neutralizzare 18,5 mL di una soluzione di acido solforico (H2so4) sono necessari 15,0 mL della soluzione di NaOH. Calcola la molarità dell’acido solforico. [0,370 M]

391

COMPETENZE 74 ARGOMENTA E CALCOLA I meccanismi che controllano

la regolazione del pH del sangue sono raffinati, accurati e complessi: l’apparato respiratorio, urinario e i sistemi tampone intervengono quando mangiamo, beviamo oppure provochiamo una qualche variazione di pH. In questo meccanismo la risposta dei reni è fondamentale, ma è lenta e complessa, mentre quella dei sistemi tampone è immediata: essi accettano o donano protoni velocemente, fornendo una rapida soluzione alle variazioni di acidità nei liquidi corporei. Nel nostro organismo sono presenti molti tamponi: il più importante di tutti è quello costituito da H2CO3 e dallo ione HCO3−. La maggior concentrazione di ioni bicarbonato permette al sangue di tamponare più facilmente sostanze acide, quelle che rappresentano i principali cataboliti versati nel sangue. a. Che cos’è un tampone? b. scrivi e bilancia la reazione dell’acido carbonico in acqua. c. Calcola il pH della soluzione tampone presente nel sangue, sapendo che le concentrazioni sono [H2CO3] = 0,0012 M e [HCO3−] = 0,024 M e che Ka = 7,94 · 10−7. [c. 7,4]

77 LEGGI IL GRAFICO E ARGOMENTA La molecola

rappresentata di seguito è l’acido butirrico, una sostanza che si trova allo stato liquido, incolore, volatile, dall’odore pungente, solubile in acqua. Fonde a 267,65 K e raggiunge l’ebollizione a 436,65 K. Conferisce ai latticini, formaggi e birra un tipico aroma. La presenza di alcuni batteri può dar luogo a un processo fermentativo che fa aumentare la concentrazione di questo composto. se succede, l’alimento assume uno sgradevole odore di rancido. C…H…O… a. Osserva la molecola e determina la formula minima del composto. Ricorda che il grigio corrisponde al carbonio, il bianco all’idrogeno, il rosso all’ossigeno. b. In laboratorio ti viene chiesto di eseguire l’analisi del punto di fusione e di ebollizione di una sostanza ignota. Ad analisi completata, emerge un grafico non proprio perfetto. Potrebbe essere quello dell’acido butirrico? Motiva la risposta. 200

a. Calcola il volume di acido cloridrico gassoso disciolto in 0,300 L di soluzione acquosa per ottenere un pH = 2,0. Considera che lavori in laboratorio alla temperatura di 25,0 °C e alla pressione p = 0,737 atm. b. scrivi la formula dell’acido cloridrico e individua la natura del legame idrogeno-cloro. I valori di elettronegatività sono: EH = 2,1; ECl = 3,0. c. Rappresenta attraverso le formule di Lewis la molecola di acido cloridrico. d. Considera la tabella seguente e calcola la massa atomica relativa di idrogeno e cloro. Isotopo

Abbondanza isotopica (%)

cloro-35

75,77

cloro-37

24,23

idrogeno-1

99,985

idrogeno-2

0,015

Ar

e. Calcola la percentuale dei due elementi nel composto. [a. 0,0996 L; e. %(H) = 2,74%; %(Cl) = 97,3% circa]

76 ARGOMENTA E CALCOLA In una vasca piena d’acqua

(V = 5000 m3) di un impianto chimico sono inavvertitamente scaricati 560 kg di ossido di calce (calce viva) e 1500 kg di idrossido di calcio (calce spenta). a. scrivi la formula dei due composti. b. Completa e bilancia le reazioni in acqua dei due composti. ..............................................

→ Ca(OH)2

..............................................

→ Ca2+ + 2OH–

c. Calcola il pH raggiunto dall’acqua dopo l’incidente (considera totalmente passata in soluzione sia la calce viva sia quella spenta). d. Calcola il volume di acido cloridrico 3,0 M necessario per neutralizzare l’acqua nella vasca. [c. 12,09; d. 20,2 m3]

392

Temperatura (°C)

75 CALCOLA E ARGOMENTA L’acido cloridrico è un acido forte.

150 100 50 0 –50

0

100

200

300 Tempo (s)

400

500

600

c. Calcola il pH di una soluzione preparata mescolando 37,5 mL di acido butirrico (d = 0,959 g/cm3, in condizioni standard) in 500,0 mL d’acqua, sapendo che Ka = 1,52 · 10−⁵. ipotizza una reazione del tipo: CH3CH2CH2COOH + H2O ⇄ CH3CH2CH2COO− + H3O+ [c. 2,47]

78 ARGOMENTA E CALCOLA In un impianto chimico per la

produzione di anidride nitrica si verifica una perdita. a. scrivi la formula dell’anidride nitrica e assegna il nome IUPAC al composto. b. scrivi e bilancia la reazione tra l’anidride nitrica e l’acqua. c. Calcola come varia il pH del bacino idrico di raccolta vicino all’impianto chimico quando si sciolgono 2000,0 mg di anidride nitrica in 1,00 m3 d’acqua. Considera l’acido completamente dissociato in acqua. d. Calcola la variazione di entalpia di formazione per la reazione: N2 (g) + O2 (g) → N2O5 (g) sapendo che: 2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

∆H = −114,1 kJ

4NO2 (g) + O2 (g) → 2N2O5 (g)

∆H = −110,2 kJ

N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g)

∆H = 180,5 kJ

e. Visto il risultato, la reazione è esotermica o endotermica? f. sapresti rappresentare la variazione di entalpia in funzione della reazione? [c. 4,43; d. 11,3 kJ]

12 Gli equilibri acido-base

79 ARGOMENTA E CALCOLA

La molecola della cocaina, isolata da Niemann nel 1860 e sintetizzata da Willstatter per la prima volta nel 1923, è una molecola complessa contenuta nelle foglie di una pianta originaria del sud america. Alcuni esperimenti sembrano dimostrare che questa pericolosa droga conduca le cellule cerebrali alla morte attraverso un processo di autofagia, una sorta di autodigestione delle cellule. La cocaina è solubile in acqua fino a un limite di circa 0,17 g/100 mL, condizione che porta ad avere un pH di 10,08. a. In base alle informazioni che puoi dedurre dal testo, la cocaina è una sostanza acida o basica? b. Completa la reazione acido-base tra cocaina e acqua: C17H21O4N + H2O ⇄ .........................................................................

c. Individua le coppie acido/base secondo la teoria di Brønsted-Lowry. d. Considerando le condizioni definite nel testo, calcola la costante basica all’equilibrio cocaina-acqua. [d. 2,6 · 10−6]

80 ARGOMENTA E CALCOLA sei stato assunto per gestire una

piscina le cui dimensioni sono: 50,0 m, 25,0 m, 3,0 m. Prima dell’apertura al pubblico è necessario fare un trattamento shock, cioè un’operazione necessaria per avere una concentrazione di cloro più elevata. Questa operazione prevede l’aggiunta dell’ipoclorito di calcio, un sale di formula Ca(ClO)2. a. scrivi e bilancia la reazione di dissociazione del sale in acqua. b. Il protocollo di gestione ti indica che devi aggiungere 20,0 g/m3 di ipoclorito di calcio. Quanto ne metti all’interno della piscina? c. Prima di aggiungere il sale, misuri il pH dell’acqua, il cui valore è 7,0. L’ipoclorito di calcio è un sale che deriva da una base forte, l’ossido di calcio, e da un acido debole, l’acido ipocloroso. Il pH dell’acqua si alzerà, si abbasserà o rimarrà costante dopo l’aggiunta del sale? Motiva la risposta scrivendo la reazione che avviene in acqua. d. Calcola il pH finale dell’acqua della piscina, sapendo che la costante acida è Ka(HClO) = 3,0 · 10−8. e. La solubilità in acqua dell’ipoclorito di calcio è 210,0 g/L, a 25 °C. Il sale che aggiungi alla piscina formerà del precipitato sul fondo? [b. 75,0 kg; d. 8,9]

81 CALCOLA E ARGOMENTA L’acido acetilsalicilico (HC9H7O4)

è il componente attivo dell’aspirina. In concentrazioni elevate può provocare disturbi allo stomaco. Una pastiglia da 500 mg di acido acetilsalicilico è sciolta in 150,0 mL d’acqua. La reazione è la seguente: HC9H7O4 + H2O ⇄ C9H7O4− + H3O+

Calcola: a. la concentrazione percentuale % V/V, sapendo che dacido = 1,35 g/cm3 (in condizioni standard). Considera i volumi additivi; b. la concentrazione percentuale % m/m, sapendo che dacqua = 0,999 g/cm3 (in condizioni standard); c. il pH della soluzione, sapendo che la costante acida è Ka = 3,3 · 10−4. [a. 0,246%; b. 0,332%; c. 2,64]

82 CALCOLA E ARGOMENTA L’acido formico è l’arma chimica

con cui le formiche cacciano le prede e si difendono dai predatori. si tratta di un liquido incolore dall’odore pungente, è corrosivo e provoca ustioni se entra in contatto con la pelle. Velenoso per gli insetti, può essere irritante per l’uomo. Tutte le formiche producono questo acido, ma solo la formica rossa ha un vero e proprio serbatoio, capace di contenerne un quinto del suo peso corporeo.

La reazione tra acido formico e acqua è la seguente: HCOOH + H2O ⇄ HCOO− + H3O+ a. Calcola il pH e le concentrazioni all’equilibrio di una soluzione 4,82 · 10−2 M di acido formico, sapendo che la Ka = 1,77 · 10−4. b. Per preparare 100,0 mL di una soluzione di acido formico 4,82 · 10−2 M, quanto acido devi utilizzare? c. Quante molecole sono presenti nella massa che hai trovato? d. senza fare alcun calcolo, se alla soluzione di partenza (4,82 · 10−2 M) aggiungessi un acido, come si sposterebbe l’equilibrio? [a. [HCOO−] = [H3O+] = 2,92 · 10−3 M; [HCOOH] = 4,53 · 10−2 M; pH = 2,53; b. 0,222 g; c. 2,90 · 1021 molecole]

83 ARGOMENTA E DISEGNA UN GRAFICO Durante una

titolazione in laboratorio ottieni i seguenti dati. Completa la tabella con le informazioni mancanti e rappresenta su un grafico la curva di titolazione. IN DIGITALE

Volume acido aggiunto

pOH

0

1,698

0,001

1,753

0,002

1,812

0,003

1,879

0,004

1,954

0,005

2,041

0,006

2,146

0,007

2,278

0,008

2,462

0,009

2,770

0,01

7

0,011

11,21

0,012

11,50

0,013

11,67

0,014

11,79

0,015

11,88

0,016

11,95

0,017

12,01

0,018

12,070

pH

Prova con Excel

[H3O+]

393

Assicurare la salute e il benessere per tutti e per tutte le età 3.9 Entro il 2030, ridurre sostanzialmente il numero di decessi e malattie da sostanze chimiche pericolose e da contaminazione e inquinamento dell’aria, delle acque e del suolo.

VIDEO

Il “divino” zolfo! “Lo Zolfo è il principio originario maschile che agisce fecondando il passivo e femminile Mercurio”. Gli alchimisti abbinavano allo Zolfo il Fuoco, il calore vitale, lo Spirito, la Luce celeste dalla quale ogni forma vivente nasce e si sviluppa. Era il principio costruttore di ogni organismo. Le aspettative su questo elemento oggi sono più basse: consideriamo lo zolfo un elemento chimico della tavola periodica; è di color giallo pallido, morbido, leggero, con un odore molto particolare e poco piacevole (uova marce) quando si lega all’idrogeno. Rispetto agli alchimisti, amiamo meno questo elemento quando reagisce con l’ossigeno per formare le corrispondenti anidridi, che fanno parte della famiglia degli ossidi di zolfo (SOx), fonte, non unica, di inquinamento atmosferico. L’origine naturale degli ossidi di zolfo è legata alle eruzioni vulcaniche, mentre quella antropica deriva dalla combustione domestica degli impianti per il riscaldamento e dall’uso dei combustibili liquidi e solidi, in cui lo zolfo è presente come impurezza. Quando raggiunge la stratosfera si trasforma in acido solforico, sostanza che contribuisce all’acidificazione delle precipitazioni con effetti tossici sui vegetali e corrosivi sui materiali da costruzione. La concentrazione di diossido di zolfo presenta una variazione stagionale elevata, con valori massimi durante la stagione invernale a causa del riscaldamento domestico. Fino a pochi anni fa, il diossido di zolfo era considerato uno degli inquinanti più pericolosi per le elevate concentrazioni registrate nell’aria e per i suoi effetti negativi sull’uomo e

sull’ambiente: a causa dell’elevata solubilità in acqua, il diossido di zolfo è assorbito dalle mucose del naso e del tratto superiore dell’apparato respiratorio e può essere causa di bronchiti, tracheiti, irritazioni della pelle. Questo composto reagisce con tutte le principali classi di biomolecole: in vitro sono state dimostrate interazioni con gli acidi nucleici (DNA, RNA), le proteine, i lipidi e con le altre componenti biologiche. Negli ultimi anni, con la limitazione del contenuto di zolfo nei combustibili, si osserva la progressiva diminuzione di questo inquinante. Come possiamo osservare nel grafico, in cui sono mostrati di dati relativi alla massima media giornaliera su base annuale rilevata nell’ultimo trentennio registrata nella città di Torino, le concentrazioni si collocano ben al di sotto dei limiti previsti dalla normativa (D.Lgs. 155/2010). L’analisi della serie storica evidenzia come le concentrazioni siano diminuite su valori inferiori ai limiti di legge. La relazione annuale dell’ARPA e della Città Metropolitana di Torino del 2018, nella sezione riferita allo zolfo, si conclude così: « si può affermare che il parametro SO2 non rappresenti più una criticità per il territorio della Città Metropolitana di Torino. Va comunque considerato che le emissioni di ossidi di zolfo contribuiscono alla formazione di particolato attraverso il processo secondario di trasformazione del diossido di zolfo in solfati, i quali sul territorio metropolitano costituiscono in media tra il 5 e il 10% della massa totale di PM10»

Massima media giornaliera su base annuale rilevata nell’ultimo trentennio registrata nella città di Torino 1644 1112 992

297

191 154

limite di legge

125 88 86 58 53 59 33 28 33

0

40

29 23 22 17 24

Valore medio annuale

fonte: Uno sguardo all’aria – 2018, ARPA Piemonte e Città Metropolitana di Torino

394

10

19 16 14 15 13 14 13 12 15

1972 1973-1975 1977 1976-1981 1982 1983-1986 1987 1988-1991 1992 1993 1994 1995 1996 1997 1998 1999 2000 2001 2002 2003 2004 2005 2006 2007 2008 2009 2010 2011 2012 2013 2014 2015 2016 2017

Concentrazione (μg/m3)

250

LO SAPETE CHE…? • … lo zolfo è presente anche negli oceani e si libera in atmosfera attraverso la schiuma marina; precipita poi con le piogge ed è assorbito dalla vegetazione. • … circa il 70% dei 130 milioni di tonnellate di so2 immersi annualmente nell’aria proviene da combustioni in impianti, mentre appare trascurabile l’apporto dato dai mezzi di trasporto. • … la so2 provoca l’ingiallimento delle foglie delle piante perché interferisce con la formazione e il funzionamento della clorofilla. • … gli ossidi di zolfo svolgono un’azione indiretta nei confronti della fascia di ozono stratosferico in quanto fungono da substrato per i clorofluorocarburi, principali responsabili della formazione del buco dell’ozono.

12 Gli equilibri acido-base

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 l’acqua può comportarsi sia da acido sia da base. si dice che è una sostanza: A polare. B apolare.

A B C D

C anfotera. D tetraedrica.

2 Il prodotto ionico dell’acqua è dato da: A Kw = [H3O+] · [OH–]

C [H2O] = [H3O+] · [OH–]

[H3O ] B Kw = _______ –

[H3O ] · [OH ] D Kw = ____________

+

[OH ]

+

–

[H2O]

3 Le soluzioni possono essere: A B C D

acide (pH = 7); basiche (pH > 7); neutre (pH < 7). acide (pH > 7); basiche (pH < 7); neutre (pH = 7). acide (pH < 7); basiche (pH = 7); neutre (pH > 7). acide (pH < 7); basiche (pH > 7); neutre (pH = 7).

4 secondo la teoria di lewis: A una base è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni, un acido è una specie in grado di donare una coppia di elettroni. B un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni, una base è una specie in grado di donare una coppia di elettroni. C un acido è una specie in grado di accettare una coppia di elettroni, una base è una specie in grado di donare un protone (H+). D un acido è una specie in grado di donare un protone (H+), una base è una specie in grado di accettare un protone (H+).

5 Individua tra le seguenti la base più forte. A B C D

Trimetilammina, Kb = 6,3 · 10−5 Trietilammina, Kb = 5,2 · 10−4 Metilammina, Kb = 4,2 · 10−4 Etilammina, Kb = 4,3 · 10−4

6 secondo la teoria di arrhenius: A un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera ioni idrogeno (H+); una base è una sostanza che in acqua libera ioni idrossido (OH–). B un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera ioni idrossido (H+); una base è una sostanza che in acqua libera ioni idrogeno (OH–). C un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera ioni idrossido (OH–); una base è una sostanza che in acqua libera ioni idrogeno (H+). D un acido è una sostanza che, disciolta in acqua, libera elettroni; una base è una sostanza che in acqua accetta elettroni.

7 La somma del pH e del pOH è: A 7 B 0

C −7 D 14

8 Il prodotto ionico dell’acqua Kw vale: A 1 · 1014 B 1 · 10−14

C 1 · 10−7 D 1 · 107

9 Individua l’acido più debole. A B C D

Acido nitroso, Ka = 7,2 · 10−4 Acido ossalico, Ka = 5,4 · 10−2 Acido acetico, Ka = 1,8 · 10−5 Acido cianidrico, Ka = 6,2 · 10−10

10 Il prodotto ionico dell’acqua Kw è valido:

VERIFICA INTERATTIVA

per i solidi e per pochissimi liquidi. per tutte le soluzioni non acquose. solo per l’acqua. per l’acqua e per tutte le soluzioni acquose che presentino concentrazioni variabili di H3O+ e OH−.

11 Per Brønsted e Lowry: A un acido è una sostanza in grado di donare protoni; una base è una sostanza in grado di donare ioni idrossido. B un acido è una sostanza in grado di accettare protoni; una base è una sostanza in grado di accettare ioni idrossido. C un acido è una sostanza in grado di accettare protoni; una base è una sostanza in grado di donare protoni. D un acido è una sostanza in grado di donare protoni; una base è una sostanza in grado di accettare protoni.

12 Il pH di un acido 0,1 M è: A B C D

1 13 10 dipende dall’acido, se è forte o debole.

13 Le soluzioni di sali che derivano da un acido forte e una base forte risultano: A acide, pH < 7. B neutre, pH = 7.

C basiche, pH > 7. D neutre, pH = 0.

14 In ogni reazione acido-base (HA + B ⇄ A− + BH+) possiamo

individuare due coppie acido-base coniugate: A l’acido HA dà origine ad A−, che è la sua base coniugata; la base B dà origine a BH+, che è il suo acido coniugato. B l’acido HA dà origine a BH+, che è la sua base coniugata; la base B dà origine ad A−, che è il suo acido coniugato. C l’acido HA dà origine ad A−, che è il suo acido coniugato; la base B dà origine a BH+, che è la sua base coniugata. D l’acido HA dà origine a BH+, che è il suo acido coniugato; la base B dà origine ad A−, che è la sua base coniugata.

15 L’equilibrio acido-base è spostato dalla parte in cui sono

presenti l’acido e la base: A più forti, cioè quelle sostanze con le rispettive costanti acide e basiche più basse. B più deboli, cioè quelle sostanze con le rispettive costanti acide e basiche più alte. C più deboli, cioè quelle sostanze con le rispettive costanti acide e basiche più basse. D più forti, cioè quelle sostanze con le rispettive costanti acide e basiche più alte.

16 Il pH è dato dalla formula: A −log [oH−] B log [OH−]

C −log [H3O+] D log [H3O+]

17 Il pOH è dato dalla formula: A −log [oH−] B log [OH−]

C −log [H3O+] D log [H3O+]

18 La concentrazione di ioni H3O+ è data da: A 10−pH B −10−pH

C −log [H3O+] D log [H3O+]

395

CAPITOLO

13 Ossidoriduzioni ed elettrochimica CONTENUTI

1 Le reazioni di ossidoriduzione 2 Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione 3 L’elettrochimica 4 L’elettrolisi e le leggi di Faraday IN DIGITALE Schede di laboratorio

• Costruzione di una scala qualitativa dei potenziali redox • Elettrochimica: pile, elettrolisi ed elettrodeposizione

1

Le reazioni di ossidoriduzione

Molte delle reazioni chimiche con cui abbiamo a che fare sembrano non avere nulla in comune: la combustione della benzina, la fotosintesi nelle piante (Figura 1a), il metabolismo dei cibi, i processi corrosivi dei metalli (Figura 1b) sono tutte trasformazioni che appaiono profondamente differenti: possono essere molto veloci o molto lente, assorbire oppure sviluppare calore, essere reversibili o irreversibili, eppure tutte hanno un tratto distintivo comune: il trasferimento di elettroni. a

b

← Figura 1

ENGLISH

Le reazioni in cui si verifica un trasferimento di elettroni da una specie chimica a un’altra sono chiamate reazioni di ossidoriduzione o redox. Alla fine del XVIII secolo, Lavoisier indicava con il termine ossidazione una reazione in cui un elemento reagiva con l’ossigeno dell’aria, formando un ossido.

396

reazioni di ossido-riduzione o redox oxidation-reduction reaction or redox

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Il concetto di ossidazione era legato alla reazione tra una qualunque specie chimica e l’ossigeno: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) S (s) + O2 (g) → SO2 (g) 1 3 H2 (g) + __ O2 (g) → H2O (g) 2 Fe (s) + __ O2 (g) → Fe2O3 (s) 2 2 Il termine riduzione fu introdotto per indicare la reazione inversa all’ossidazione, cioè il processo che sottrae ossigeno ai composti che lo contengono. Sono reazioni di riduzione quelle che impiegano il carbone o l’idrogeno per sottrarre l’ossigeno a un ossido basico, ottenendo così il metallo in forma elementare: CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (g)

2CuO (s) + C (s) → 2Cu (s) + CO2 (g)

Oggi sappiamo che dal punto di vista chimico le reazioni di ossidazione viste sono del tutto analoghe a quelle tra gli stessi elementi e specie differenti dall’ossigeno, quali per esempio il cloro, il fluoro, lo zolfo. È possibile che il carbonio reagisca con il fluoro, l’idrogeno con il fluoro o con il cloro e il ferro in polvere con il fluoro o lo zolfo: C (s) + 2F2 (g) → CF4 (g)

2Fe (s) + 3F2 (g) → 2FeF3 (s)

H2 (g) + F2 (g) → 2HF (g)

Fe (s) + S (s) → FeS (s)

H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) La reazione del carbonio, dell’idrogeno, del ferro con elementi differenti dall’ossigeno ha portato a un primo ampliamento del concetto di ossidazione, non più legato solo alla presenza dell’ossigeno come reagente, ma (come abbiamo visto) al trasferimento di elettroni. Per capire meglio in che modo avviene tale trasferimento, prendiamo come esempio la reazione tra sodio e cloro: 1 Na + __ Cl2 → NaCl 2 Possiamo rappresentare la formazione del sale separando la reazione in due equazioni, dette semireazioni: Na → Na+ + e−

1 __ Cl2 + e− → Cl−

Il sodio perde un elettrone, cioè si ossida, trasformandosi in catione.

Il cloro acquista un elettrone, cioè si riduce, trasformandosi in anione.

2

Il processo secondo il quale una specie chimica cede uno o più elettroni si chiama ossidazione. Il processo secondo il quale una specie chimica acquista uno o più elettroni si chiama riduzione.

ENGLISH

• ossidazione oxidation • riduzione reduction

Ossidanti e riducenti Le reazioni fin qui descritte sono delle ossidoriduzioni e coinvolgono sempre due processi che avvengono contemporaneamente: a ogni ossidazione corrisponde sempre una riduzione, quindi per ogni specie chimica che si ossida, ce n’è una che si riduce. La specie capace di accettare uno o più elettroni, è l’agente ossidante perché favorisce il processo di ossidazione di un altro elemento. La specie capace di cedere elettroni è l’agente riducente perché favorisce il processo di riduzione.

ENGLISH

• agente ossidante oxidizing agent

• agente riducente reducing agent

397

Nella sintesi del cloruro di sodio, il sodio perde un elettrone ed è l’agente riducente (o riducente), mentre il cloro accetta un elettrone ed è l’agente ossidante (o ossidante). Come il comportamento chimico degli acidi e delle basi nella teoria di Brønsted e Lowry non è assoluto (cioè privo di condizionamenti), anche il comportamento chimico delle specie che partecipano a un processo di ossidoriduzione non lo è, ma dipende dal reagente con cui la sostanza entra in contatto: a volte la stessa sostanza si comporta da ossidante, a volte da riducente. Prendiamo in considerazione due redox in cui è coinvolto il bromo. Nella reazione tra bromo molecolare e ione ioduro, si ha la seguente trasformazione: ogni atomo di bromo acquista un elettrone dallo ione I– e si riduce

Br2 (aq) + 2I– (aq)

2Br – (aq) + I2 (aq)

ogni ione I– cede un elettrone a un atomo di bromo e si ossida

Il bromo strappa un elettrone allo ione ioduro e si riduce. Lo ione ioduro perde un elettrone e si ossida. Se cercassimo di far reagire il bromo molecolare con lo ione fluoruro, la reazione non avverrebbe perché il bromo non sarebbe in grado di strappare alcun elettrone allo ione fluoruro: Br2 (aq) + 2F− (aq) → nessuna reazione Invece, si verifica il processo inverso: il fluoro si riduce (acquista elettroni)

F2 (aq) + 2Br – (aq)

2F –(aq) + Br2 (aq)

lo ione Br– si ossida (cede elettroni)

Il fluoro strappa l’elettrone allo ione bromuro e si riduce. In questo caso, lo ione bromuro cede un elettrone e si ossida. Il bromo nel primo caso si riduce: è l’agente ossidante; nel secondo, invece, si ossida: è l’agente riducente.

I numeri di ossidazione nelle redox Com’è possibile capire se le reazioni tra il carbonio e l’ossigeno, l’idrogeno e il cloro, il bromo e lo ione ioduro sono ossidoriduzioni? Dobbiamo fare riferimento al numero di ossidazione (n.o.): ricordiamo che il n.o. di un elemento in un composto si calcola tenendo presente che la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi nella molecola deve essere zero, oppure, se si tratta di uno ione, deve essere uguale alla carica. L’analisi dei n.o. ci fornisce la risposta poiché, quando avviene un trasferimento di elettroni, si verifica sempre una variazione del numero di ossidazione degli elementi coinvolti: ossidazione • l’ossidazione comporta un aumento del numero di ossidazione (perché sono ceduti elettroni); –5 –4 –3 –2 –1 0 +1 +2 • la riduzione comporta una diminuzione del nuriduzione mero di ossidazione (perché sono acquistati elettroni).

398

+3 +4 +5 +6 +7 n.o.

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Osserviamo la seguente reazione: 0

+4 −2

0

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) Il numero di ossidazione del carbonio aumenta (passa da 0 a +4). Un atomo di carbonio cede 4 elettroni e quindi si ossida; è l’agente riducente. Viceversa, il numero di ossidazione dell’ossigeno diminuisce (passa da 0 a −2). Un atomo di ossigeno acquista 2 elettroni e quindi si riduce; è l’agente ossidante. Analoghe considerazioni valgono per tutte le reazioni viste in precedenza; per esempio: ossidazione il n.o. dell’idrogeno passa da 0 a +1 0

+1 –2

0

1 O H2 + − 2 2

H 2O il n.o. dell’ossigeno passa da 0 a –2

riduzione ossidazione il n.o. del ferro passa da 0 a +3 0

+3 –2

0

3O 2Fe +− 2 2

Fe2O3 il n.o. dell’ossigeno passa da 0 a –2

riduzione

L’idrogeno e il ferro si ossidano perché cedono elettroni, mentre l’ossigeno si riduce perché acquista elettroni. In entrambi i casi, l’ossigeno è l’ossidante.

PROBLEMA SVOLTO

1 Individuare l’ossidante e il riducente in una redox Determina l’elemento che si ossida e quello che si riduce nella reazione: H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) RISOLVI

anzitutto devi assegnare il numero di ossidazione (n.o.) a ogni elemento; in questo caso, è utile ricordare che: • il numero di ossidazione di un elemento allo stato puro (come h2 e cl2) è 0; • il numero di ossidazione dell’idrogeno nei suoi composti è +1. Pertanto, puoi ricavare il numero di ossidazione del cloro in hcl risolvendo una semplice equazione, ottenuta eguagliando a 0 (hcl è un composto neutro) la somma delle cariche formali dei due elementi: 1 · (+1) + 1 · (x) = 0

→

x = −1

Ora puoi riportare il n.o. sopra il simbolo di ogni elemento nella equazione chimica: 0

0

+1−1

h2 (g) + cl2 (g) → 2hcl (g) Idrogeno

Cloro

n.o. passa da 0 a +1

n.o. passa da 0 a −1

si ossida

si riduce

è il riducente

è l’ossidante

FAI PRATICA

2 Determina per ciascuna reazione quale specie si ossida e quale si riduce: a. H2 + F2 → 2HF b. Na + H2O → Na2O + H2 c. FeCl2 + O2 + H2O → Fe2O3 + HCl d. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO2 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O

PREPARATI ALLA VERIFICA 1 che cosa si intende per reazioni di ossidoriduzione? 2 che cos’è il riducente? 3 che cos’è l’ossidante? 4 come varia il numero di ossidazione in una redox?

399

2

Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione

Come sappiamo, le reazioni chimiche devono essere bilanciate affinché sia rispettata la legge di conservazione della massa. Nei casi più semplici, per le redox si procede bilanciando gli atomi di ogni elemento. Talvolta, però, è necessario prendere in considerazione anche il numero di elettroni scambiati. Per il bilanciamento si possono seguire questi passaggi: 1. determinare il numero di ossidazione di ciascun elemento e individuare gli elementi il cui numero di ossidazione varia; 2. determinare il numero di elettroni scambiati dall’ossidante e dal riducente; 3. definire il rapporto tra le specie (atomi, ioni, molecole) che si ossidano e le specie che si riducono in base al numero di elettroni ceduti e acquistati. Per bilanciare le redox, oltre alla legge di conservazione della massa occorre tenere presente la legge di conservazione della carica.

Legge di conservazione della carica In una redox il numero totale di elettroni ceduti deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati.

numero e ceduti = numero e acquistati −

−

Nel problema svolto che segue vediamo come bilanciare la redox che avviene tra nitrato d’argento e il rame metallico, di cui puoi vedere gli effetti in Figura 2: il colore azzurro è dovuto agli ioni Cu2+ che, man mano che la reazione procede, vanno in soluzione, mentre sulla spirale di rame si deposita argento metallico.

← Figura 2 PROBLEMA SVOLTO

3 Bilanciare una redox Bilancia la reazione tra il rame metallico e un sale di argento: Cu (s) + Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + Ag (s) RISOLVI

la reazione tra rame e ioni argento sembra bilanciata. il rapporto stechiometrico tra le specie chimiche è: un atomo di rame e uno ione argento a sinistra della freccia di reazione; uno ione rame (ii) e un atomo di argento a destra. Verifichiamo se il bilanciamento è corretto, seguendo il procedimento suggerito.

400

ENGLISH

legge di conservazione della carica law of conservation of charge

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Bilancia 1. assegna il numero di ossidazione a ciascun elemento: 0

+1

+2

0

cu (s) + ag+ (aq) → cu2+ (aq) + ag (s) in questo modo, risulta evidente che si tratta di una redox; infatti, il n.o. del rame passa da 0 a +2, mentre il n.o. dell’argento passa da +1 a 0. al processo di ossidoriduzione partecipano il rame metallico e gli ioni argento (infatti, i loro n.o. variano). 2. definisci per ciascun elemento il numero di elettroni scambiati: • il rame cede 2 elettroni e quindi si ossida; • l’argento acquista 1 elettrone e quindi si riduce. 3. Gli elettroni ceduti devono essere uguali a quelli acquistati, perciò puoi determinare il rapporto tra rame e argento scrivendo i coefficienti opportuni. Per ogni atomo di rame che si ossida, ci devono essere 2 ioni argento che si riducono, quindi basta mettere un coefficiente 2 davanti ad ag+ (e di conseguenza davanti ad ag): ossidazione 0

+1

+2

0

cu (s) + 2ag+ (aq) → cu2+ (aq) + 2ag (s) riduzione

la reazione ora è bilanciata. come vedi, l’equazione era solo apparentemente bilanciata; abbiamo dovuto controllare il numero di elettroni scambiati, per determinare i coefficienti corretti. il rapporto stechiometrico tra la specie che si ossida e quella che si riduce è 1 : 2.

FAI PRATICA

4 Bilancia la seguente reazione redox tra lo zinco e lo ione ferro (III): Fe3+ (aq) + Zn (s) → Fe2+ (aq) + Zn2+ (aq)

Bilanciare le redox con il metodo delle semireazioni Per bilanciare le redox più complesse è conveniente considerare separatamente la semireazione di ossidazione e la semireazione di riduzione. Quando si immerge dello zinco in una soluzione di CuSO4 (Figura 3a) dopo poco tempo i frammenti si ricoprono di rame, mentre parte dello zinco passa in soluzione. La soluzione scolorisce perché diminuisce la concentrazione degli ioni Cu2+, che sono consumati nella reazione (Figura 3b).

a

b

← Figura 3

401

La reazione è la seguente: Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)

forma molecolare

Zn (s) + Cu2+ (aq) + SO42− (aq) → Zn2+ (aq) + SO42− (aq) + Cu (s)

forma ionica

Questa reazione è una redox e può essere rappresentata scrivendo separatamente le due semireazioni: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s)

semireazione di ossidazione

semireazione di riduzione

Nelle semireazioni sono omessi gli ioni SO42−, che non partecipano alla redox, cioè sono ioni spettatori. Nella semireazione di ossidazione, un atomo di zinco cede 2 elettroni, che perciò sono scritti tra i prodotti; nella semireazione di riduzione, uno ione Cu2+ acquista 2 elettroni, che perciò sono scritti tra i reagenti. Ogni semireazione è caratterizzata da una specie ossidata e da una specie ridotta, che insieme formano una coppia redox: • Zn2+ (specie ossidata) e Zn (specie ridotta) formano la coppia redox Zn2+/Zn; • Cu2+ (specie ossidata) e Cu (specie ridotta) formano la coppia redox Cu2+/Cu. Sommando le due semireazioni, dopo aver opportunamente bilanciato il numero totale di elettroni scambiati, si ottiene: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

+

Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s)

=

Zn (s) + Cu2+ (aq) + 2e− → Zn2+ (aq) + 2e− + Cu (s)

PROBLEMA SVOLTO

5 Scrivere le semireazioni La reazione di ossidoriduzione tra l’alluminio e lo ione argento è: Al (s) + Ag+ (aq) → Al3+ (aq) + Ag (s) Scrivi le semireazioni di ossidazione e di riduzione e individua le coppie redox. RISOLVI

scrivi il n.o. di ogni elemento: 0

+1

+3

0

al (s) + ag+ (aq) → al3+ (aq) + ag (s) nella reazione, il n.o. dell’alluminio passa da 0 a +3, quindi l’alluminio si ossida; il n.o. dell’argento passa da +1 a 0, quindi si riduce. le due semireazioni sono: al (s) → al3+ (aq) + 3e−

semireazione di ossidazione

ag+ (aq) + 1e− → ag (s)

semireazione di riduzione

le coppie redox sono: al /al e ag+/ag. 3+

FAI PRATICA

6 Scrivi le semireazioni e le coppie redox per ciascuna reazione di ossidoriduzione: a. Ca (s) + 2H+ (aq) → Ca2+ (aq) + H2 (g) b. Cl2 (g) + 2Br− (aq) → 2Cl− (aq) + Br2 (l) c. Sn2+ (aq) + 2Fe3+ (aq) → Sn4+ (aq) + 2Fe2+ (aq)

402

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Proviamo ora a bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni: AgNO3 (aq) + Zn (s) → Zn(NO3)2 (aq) + Ag (s) 1. Anzitutto, dobbiamo identificare le specie che si ossidano e si riducono in base alla variazione del numero di ossidazione: +1

0

+2

0

AgNO3 (aq) + Zn (s) → Zn(NO3)2 (aq) + Ag (s) I n.o. di argento e zinco cambiano: • il n.o. dell’argento passa da +1 a 0, quindi Ag+ si riduce; • il n.o. dello zinco passa da 0 a +2, quindi Zn si ossida. Gli ioni NO3− non partecipano alla redox: sono ioni spettatori, che bilanceremo alla fine. 2. Ora possiamo scrivere le due semireazioni: Ag+ (aq) → Ag (s)

riduzione

Zn (s) → Zn2+ (aq)

ossidazione

3. In ogni semireazione si aggiungono gli elettroni necessari a determinare la variazione del n.o. degli elementi che partecipano alla redox. In questo caso, 1 elettrone per ogni ione Ag+ che si riduce e 2 elettroni per ogni atomo di zinco che si ossida: Ag+ (aq) + 1e− → Ag (s)

riduzione

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

ossidazione

Le semireazioni sono bilanciate dal punto di vista delle cariche. 4. Il numero di elettroni ceduti nell’ossidazione deve essere uguale al numero di elettroni acquistati nella riduzione, perciò occorre moltiplicare ciascuna semireazione per un opportuno coefficiente che renda uguale il numero degli elettroni scambiati. Ogni ione argento acquista 1 elettrone e ogni atomo di zinco cede 2 elettroni, perciò occorre moltiplicare per 2 la semireazione di riduzione: 2Ag+ (aq) + 2e− → 2Ag (s)

2 · riduzione

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

ossidazione

Ora il numero di elettroni acquistati è uguale al numero di elettroni ceduti. 5. Sommando membro a membro le due semireazioni, si ottiene la redox bilanciata in forma ionica: 2Ag+ (aq) + 2e− → 2Ag (s)

+

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

=

2Ag+ (aq) + 2e− + Zn (s) → 2Ag (s) + Zn2+ (aq) + 2e− Gli elettroni, presenti in uguale numero sui due lati dell’equazione chimica, si eliminano. L’equazione completa, scritta in forma molecolare, è: 2AgNO3 (aq) + Zn (s) → 2Ag (s) + Zn(NO3)2 (aq) Gli ioni NO3−, che non partecipano alla redox (e come tali non compaiono nelle semireazioni), sono presenti in numero uguale a sinistra e a destra. L’equazione è bilanciata.

403

Bilanciare le redox in ambiente acido L’acidità e la basicità di una soluzione influenzano il comportamento delle specie chimiche coinvolte nella trasformazione: in ambiente acido lo ione permanganato MnO4− si riduce a ione Mn2+; in ambiente neutro o leggermente basico si trasforma in MnO2 (s), mentre in ambiente fortemente basico diventa ione manganato MnO42−. Se dovessimo bilanciare una reazione redox in ambiente acido o basico, la sequenza sarebbe simile, ma non identica a quella del metodo delle semireazioni. Proviamo a bilanciare la reazione tra il permanganato di potassio (KMnO4, un noto agente ossidante, Figura 4) e l’acido ossalico (H2C2O4), la cui equazione è: MnO4− (aq) + H2C2O4 (aq) → Mn2+ (aq) + CO2 (g) Anche questo bilanciamento è piuttosto lungo e complesso, per tale ragione, è conveniente suddividere la procedura in diversi passaggi. 1. Identificare le specie che si ossidano e si riducono in base alla variazione del numero di ossidazione. Il manganese passa da +7 a +2, cioè si riduce (in realtà a ridursi è lo ione permanganato MnO4−). Il carbonio passa da +3 a +4, cioè l’acido ossalico si ossida. riduzione +7

+3

+2

+4

MnO + H2C2O4 → Mn + CO2 − 4

2+

ossidazione

2. Scrivere le due semireazioni: • semireazione di riduzione: MnO4− → Mn2+ • semireazione di ossidazione: H2C2O4 → CO2

↑ Figura 4

3. Bilanciare gli elementi che si sono ossidati e ridotti: • MnO4− → Mn2+ • H2C2O4 → 2 CO2 Il manganese è già bilanciato, il carbonio no, perciò davanti a CO2 abbiamo scritto il coefficiente 2. 4. Bilanciare gli atomi di ossigeno aggiungendo acqua dove necessario: • MnO4− → Mn2+ + 4H2O • H2C2O4 → 2CO2 Bilanciare gli atomi di idrogeno aggiungendo H+: • MnO4− + 8H+ → Mn2+ + 4H2O • H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ Fai attenzione! Questo è un nuovo passaggio rispetto al bilanciamento precedente ed è fondamentale perché permette di bilanciare gli atomi di ossigeno e di idrogeno attraverso l’acqua (siamo in soluzione acquosa) e i protoni (siamo in ambiente acido). 5. Bilanciare le cariche elettriche. MnO4−

+

8H+

1 carica negativa 8 cariche positive −1 + 8 = +7 (eccedenza di 7 cariche positive)

→

Mn2+

+

2 cariche positive +2

4H2O zero cariche

La semireazione che stiamo analizzando è la riduzione. In questa semireazione i reagenti hanno un numero di cariche positive superiore rispetto ai prodotti. È possibile bilanciare le cariche dei reagenti e dei prodotti aggiungendo tra i reagenti 5 cariche negative: MnO4− + 8H+ + 5 e− → Mn2+ + 4H2O

404

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

L’aggiunta di 5 elettroni pareggia le cariche: +2 nei reagenti e +2 nei prodotti. Per la semireazione di ossidazione avremo: H2C2O4

→

2CO2

+

2H+

zero cariche

zero cariche

2 cariche positive

0

0

+2

In questo caso dobbiamo aggiungere gli elettroni solo nei prodotti: H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2 e− Prima di procedere è opportuno verificare se il numero di elettroni aggiunti coincide con la variazione del numero di ossidazione della specie ossidata e ridotta: • Mn passa da +7 a +2, cioè l’elemento acquista 5 elettroni. Esattamente quelli aggiunti durante il bilanciamento; • C passa da +3 a +4, cioè ciascun atomo di carbonio perde 1 elettrone (cioé 2 in totale, quelli aggiunti nel bilanciamento). 6. Bilanciare il numero di elettroni scambiati. In questa reazione, per avere lo stesso numero di elettroni dobbiamo moltiplicare per 2 l’intera semireazione di riduzione e per 5 quella di ossidazione, e sommarle: 2MnO4− + 16H+ + 10e− → 2Mn2+ + 8H2O 5H2C2O4 → 10CO2 + 10H+ + 10e−

2 · riduzione 5 · ossidazione

Sommando membro a membro le due semireazioni, si ottiene la redox bilanciata in forma ionica: 2MnO4− (aq) + 10e− + 16H+ → 2Mn2+ (aq) + 8H2O 5H2C2O4 (aq) → 10CO2 (g) + 10e− + 10H+ 2MnO4− (aq) + 16H+ + 5H2C2O4 (aq) → 2Mn2+ (aq) + 8H2O + 10H+ La reazione è bilanciata dal punto di vista delle masse (gli ioni H+ vanno semplificati, dato che compaiono sia a sinistra sia a destra); il numero di atomi di ciascun elemento è lo stesso sui due lati della reazione. La reazione è bilanciata anche dal punto di vista delle cariche. Ora possiamo scrivere l’equazione bilanciata in forma molecolare, che contiene anche le specie che non hanno partecipato alla redox. I 6H+, in particolare, sono forniti da 3 molecole di acido (H2C2O4), che si aggiungono alle 5 molecole coinvolte nella redox (per un totale di 8 molecole): 2KMnO4 + 8H2C2O4 → 2MnC2O4 + K2C2O4 + 8H2O + 10CO2 (g) L’equazione ora è bilanciata.

Bilanciare le redox in ambiente basico Per bilanciare le redox in ambiente basico si procede come per le reazioni in ambiente acido; alla fine, però, si devono aggiungere ioni OH− in uguale numero a sinistra e a destra della freccia di reazione. Per esempio, nel caso della seguente reazione (in forma ionica): MnO4− (aq) + Br− (aq) → MnO2 (s) + BrO3− (aq) In ambiente acido, l’equazione bilanciata sarebbe: 2MnO4− (aq) + Br− (aq) + 2H+ (aq) → 2MnO2 (s) + BrO3− (aq) + H2O (l)

405

Dato che la reazione si svolge in ambiente basico, occorre aggiungere 2 ioni OH− (uno per ogni ione H+) a sinistra e 2 a destra e poi semplificare: 2MnO4− + Br− + 2H+ + 2OH− → 2MnO2 + BrO3− + H2O + 2OH− 2 H2O

Semplificando le molecole d’acqua a sinistra e a destra, si ottiene la seguente reazione (in cui sono indicati gli stati di aggregazione): 2MnO4− (aq) + Br− (aq) + H2O (l) → 2MnO2 (s) + BrO3− (aq) + 2OH− (aq)

Le reazioni di dismutazione Le reazioni di dismutazione o di disproporzionamento sono trasformazioni nelle quali una specie chimica si ossida e contemporaneamente si riduce. La dismutazione è una particolare reazione di ossidoriduzione, in cui un’unica sostanza in parte si ossida e in parte si riduce. Il bilanciamento di queste redox può essere effettuato sia con il metodo della variazione del numero di ossidazione sia con il metodo delle semireazioni, che è più semplice.

PROBLEMA SVOLTO

7 Bilanciare una reazione di dismutazione Bilancia la seguente reazione redox: Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O RISOLVI

Per bilanciare questa reazione redox è necessario anzitutto determinare i numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono, quindi scrivere la reazione in forma ionica eliminando le specie che non partecipano direttamente alla trasformazione (ioni spettatori), poi scrivere e bilanciare le semireazioni e infine sommare le due semireazioni bilanciate ed eguagliare il numero di elettroni scambiati.

Bilancia 1. determina i numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono: +5

0

−1

cl2 + naOh → naclO3 + nacl + h2O Puoi notare che il cloro si ossida e si riduce contemporaneamente:

• il cloro passa da 0 a +5 (il cloro si ossida a naclO3); • il cloro passa da 0 a −1 (il cloro si riduce a nacl); 2. scrivi la reazione in forma ionica e poi elimina gli ioni spettatori: +5

0

−1

cl2 + na+ + Oh− → na+ + clO3− + na+ + cl− + h2O +5

0

−1

cl2 + Oh− → clO3− + cl− + h2O 3. scrivi e bilancia le semireazioni. a. semireazione di ossidazione: 0

+5

cl2 → clO3− Bilancia il cloro: cl2 → 2clO3−

406

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Bilancia l’ossigeno aggiungendo 6Oh− e, poi, bilancia l’idrogeno aggiungendo 6h+: cl2 → 2clO3− 6OH− + cl2 → 2clO3− 6OH− + cl2 → 2clO3− + 6H+ dato che la reazione avviene in ambiente basico, devi aggiungere altri 6Oh− per i 6h+; quindi, poiché hai aggiunto degli Oh− è necessario bilanciare nuovamente gli atomi di ossigeno e gli atomi di idrogeno; aggiungi perciò 6Oh− a sinistra. 6OH− + cl2 → 2clO3− + 6H+ + 6OH− 12OH− + cl2 → 2clO3− + 6H+ + 6OH− Bilancia le cariche: 12OH− + cl2 → 2clO3− + 6H+ + 6OH− + 10e− Ogni atomo di cloro che si ossida perde 5 elettroni. nella reazione ci sono 2 atomi di cloro, che perderanno 10 elettroni. b. semireazione di riduzione: 0

−1

cl2 → cl Bilancia le masse: cl2 → 2cl− Bilancia le cariche: 2e− + cl2 → 2cl− Ogni atomo di cloro che si riduce acquista 1 elettrone. nella reazione ci sono 2 atomi di cloro, che acquisteranno in tutto 2 elettroni. 4. scrivi l’operazione di addizione delle due semireazioni bilanciate eguagliando il numero di elettroni scambiati. nella semireazione di riduzione devi moltiplicare per 5 tutte le specie chimiche. Quindi calcola la somma. 12Oh− + cl2 → 2clO3− + 6h+ + 6Oh− + 10e− 10e− + 5cl2 → 10cl− 10e− + 12Oh− + cl2 + 5cl2 → 10cl− + 2clO3− + 6h+ + 6Oh− + 10e− semplifica i termini comuni. 10e− + 12Oh− + cl2 + 5cl2 → 10cl− + 2clO3− + 6h+ + 6Oh− + 10e− considera che 6h+ + 6Oh− formano 6 molecole di acqua: 12Oh− + cl2 + 5cl2 → 10cl− + 2clO3− + 6H+ + 6OH− 12Oh− + cl2 + 5cl2 → 10cl− + 2clO3− + 6H2O la reazione che deriva dalla somma è: 12Oh− + 6cl2 → 10cl− + 2clO3− + 6h2O scrivi la trasformazione completa. 6cl2 + 12naOh → 2naclO3 + 10nacl + 6h2O

FAI PRATICA

8 Bilancia la seguente reazione di dismutazione: 6NaOH + 4S → Na2S2O3 + 2Na2S + 3H2O

PREPARATI ALLA VERIFICA 5 Quali sono i metodi per bilanciare le reazioni redox? 6 in che cosa si differenzia il bilanciamento in ambiente acido da quello in ambiente basico? 7 che cosa sono le reazioni di dismutazione?

407

3

L’elettrochimica

L’elettrochimica nasce con i primi esperimenti del fisiologo Luigi Galvani (17371798), il quale tentava di capire come l’elettricità passasse e si propagasse nei muscoli di una rana quando questi erano collegati a piastre metalliche, chiamate elettrodi (Figura 5). Secondo Galvani, nei tessuti di tutti gli animali era presente una forza vitale, in grado di far contrarre il tessuto muscolare quando questo si trovava a contatto con due metalli differenti. Egli credeva che tale forma di elettricità fosse differente da quella che si generava dai fulmini o che si produceva per semplice strofinio. Gli studi e le interpretazioni di Galvani non convinsero pienamente Alessandro Volta (1745-1827), il quale pensava che la causa reale della contrazione muscolare fosse l’elettricità metallica, cioè l’elettricità generata dalla differente natura dei metalli posti a contatto del muscolo. Sulla base di queste considerazioni, nel 1799 Alessandro Volta costruì la prima pila, chiamata pila Volta, un dispositivo costituito da diversi dischi di rame e di zinco, separati da feltro imbevuto di una soluzione acquosa di acido solforico. Questi elementi erano poi impilati l’uno sull’altro (da qui il termine pila, Figura 6). Fin dai primi studi sull’elettricità, fu evidente l’esigenza di capire e di descrivere i processi in cui si verifica la trasformazione di energia chimica in energia elettrica e viceversa:

↑ Figura 5

← Figura 6 ENGLISH

l’elettrochimica studia i fenomeni legati alla trasformazione dell’energia chimica in energia elettrica e dell’energia elettrica in energia chimica.

elettrochimica electrochemistry

Le celle galvaniche In ogni reazione di ossidoriduzione gli elettroni si trasferiscono dalla sostanza che si ossida a quella che si riduce. Se il flusso di elettroni è canalizzato in un circuito esterno, è possibile ottenere un flusso di corrente elettrica. Le pile e le batterie sono un esempio di cella elettrochimica: si tratta di dispositivi in grado di generare corrente elettrica a partire da una trasformazione chimica spontanea. Altri tipi di celle elettrochimiche, come vedremo più avanti, sfruttano l’elettricità per favorire una trasformazione chimica di per sé non spontanea. La cella galvanica (o pila) è un dispositivo che utilizza l’energia chimica di una reazione di ossidoriduzione spontanea per generare energia elettrica. Le celle galvaniche sono costituite da due conduttori metallici, gli elettrodi, e da un elettrolita, cioè una soluzione ionica: • l’elettrodo su cui avviene l’ossidazione è chiamato anodo; nelle pile che utilizziamo abitualmente è indicato con il segno (−); • l’elettrodo su cui avviene la riduzione è chiamato catodo; è indicato normalmente con il segno (+). L’anodo è l’elettrodo che fornisce gli elettroni che sono trasferiti al catodo (Figura 7).

→ Figura 7

408

ENGLISH

cella galvanica voltaic cell e–

anodo

e– disco poroso

cationi anioni

catodo

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

La pila Daniell Nel 1836, il chimico inglese John Daniell (1790-1845), osservando la formazione spontanea di uno strato di rame metallico su una lamina di zinco immersa in una soluzione di solfato di rame (II) (Figura 8), intuì la possibilità di trasformare l’energia chimica generata dalla reazione in energia elettrica. La reazione che si instaura tra la lamina di zinco e la soluzione di rame è:

Cu

Zn2+ 2 e–

Cu2+ Zn2+

Cu

Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) Nella reazione, lo zinco si ossida, mentre gli ioni rame (II) si riducono. Per ottenere corrente elettrica da questa reazione, occorre far avvenire l’ossidazione e la riduzione in duecontenitoriseparatidettisemicellegalvaniche (Figura 9): • in una semicella, una lamina di zinco è immersa in una soluzione di ZnSO4; • nell’altra semicella, una lamina di rame è immersa in una soluzione di CuSO4. Le due semicelle sono collegate da un circuito elettrico, costituito da un filo di materiale conduttore; il circuito è completato da un ponte salino, cioè un tubo di vetro a forma di U capovolta, che collega le due semicelle e contiene la soluzione di un sale (come KCl o K2SO4) immersa in un gel. Quando la cella ha lavorato per un certo periodo di tempo, si osserva che la lamina di zinco si è consumata e ha perso massa; infatti, lo zinco dell’elettrodo si ossida rilasciando ioni zinco in soluzione e si arricchisce di elettroni che attraverseranno il filo elettrico. Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e−

Zn

Zn

↑ Figura 8 e–

e–

SO42–

anodo ( ) Zn

K+

catodo ( ) Cu

ponte salino

CuSO4 ZnSO4

Zn (s) → Zn2+ + 2e–

Cu2+ + 2e– → Cu (s)

atomi di zinco e– e–

Zn2+

anodo, ossidazione

atomi di rame

Cu2+

↑ Figura 9

Nell’altra semicella, la massa della lamina di rame aumenta; infatti, gli ioni rame (II) che si trovano in soluzione acquistano gli elettroni trasportati dal circuito esterno e si riducono a rame metallico: Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s)

catodo, riduzione

Con il procedere della redox, all’anodo aumentano gli ioni Zn2+ in soluzione e al catodo diminuiscono gli ioni Cu2+, creando così un disequilibrio con i rispettivi controioni presenti in soluzione. Il flusso di elettroni tra le due semicelle può continuare solo se è mantenuta la neutralità delle soluzioni: a questo serve il ponte salino, che annulla la differenza di cariche (senza che ci sia mescolamento delle due soluzioni), rilasciando ioni negativi (per esempio, SO42−) nella soluzione dell’anodo e ioni positivi (K+) nella soluzione del catodo.

409

Le celle galvaniche, per convenzione, sono rappresentate con l’anodo a sinistra e il catodo a destra. Per rappresentare una cella in modo schematico, si usa il diagramma di cella: (−) Zn (s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s) (+) anodo ossidazione

catodo riduzione

Il tratto verticale (|) rappresenta l’interfaccia tra l’elettrodo e la soluzione ionica, mentre la doppia linea verticale (||) rappresenta il ponte salino.

Il potenziale dell’elettrodo Abbiamo visto che una reazione chimica può generare corrente elettrica: nella pila Daniell le lamine di zinco e rame, se immerse in opportune soluzioni acquose, favoriscono la formazione di un flusso di elettroni che può attraversare un circuito esterno. Affinché avvenga il passaggio di corrente, deve esistere quindi una forza capace di far muovere gli elettroni, deve cioè esistere una differenza di potenziale elettrico (d.d.p).

Differenza di potenziale elettrico La differenza di potenziale elettrico (d.d.p.) è la differenza tra il potenziale elettrico di due punti dello spazio (nel nostro caso tra l’anodo e il catodo) ed è misurata in volt (V). In altre parole, la d.d.p. è la differenza di energia posseduta da due cariche elettriche. Nella pila Daniell, se le due soluzioni saline hanno una concentrazione 1 M, si registra un voltaggio di circa 1,1 V, valore che indica con quanta forza la pila può spingere gli elettroni attraverso il filo esterno. Le lamine di metallo, se immerse in una soluzione contenente gli ioni del metallo, sono gli elementi che determinano la differenza di potenziale perché generano due situazioni opposte e contemporanee: • impoverimento dell’elettrodo all’anodo, per il quale alcuni atomi del metallo abbandonano il reticolo cristallino e passano in soluzioe– ne, secondo la reazione: 2– Me (s) + H2O (l) ⇄ Me

n+

(aq) + ne

−

anodo (–) Zn

SO4

Me

410

ZnSO4

Zn (s) → Zn2+ + 2e–

Zn2+ e–

K+ atomi di rame

(aq) + ne ⇄ Me (s) + H2O (l) −

La massa della lamina aumenta, così come aumenta il numero di cariche positive sulla superficie dell’elettrodo, poiché i cationi che passano dalla soluzione alla superficie della lamina sono via via neutralizzati dagli elettroni provenienti dal circuito esterno. La soluzione risulta quindi avere una maggiore quantità di cariche negative, gli ioni negativi (Figura 11).

atomi di zinco e–

La lamina diminuisce la propria massa e perde cariche positive, perché i cationi metallici passano in soluzione; inoltre accumula cariche negative, gli elettroni. Al contrario, la soluzione si arricchisce di cariche positive, in numero uguale ai cationi passati in soluzione (Figura 10); • arricchimento dell’elettrodo al catodo, per il quale alcuni cationi presenti in soluzione si depositano sulla lamina grazie alla presenza degli elettroni provenienti dall’anodo, secondo la reazione: n+

↓ Figura 10

e–

CuSO4

Cu2+ + 2e– → Cu (s) Cu2+

↑ Figura 11

catodo (+) Cu

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Tra i due elettrodi con carica opposta si crea una differenza di potenziale che genera il flusso di elettroni dall’anodo verso il catodo. Tale differenza di potenziale è chiamata potenziale di cella.

I potenziali standard di riduzione La differenza di potenziale elettrico (d.d.p.) indica la “forza” che la pila utilizza per spingere gli elettroni attraverso il circuito esterno. In chimica la differenza di potenziale è chiamata forza elettromotrice (f.e.m.) e corrisponde alla differenza (∆E) tra il potenziale al catodo (E+) e quello all’anodo (E−).

Forza elettromotrice La forza elettromotrice (f.e.m.) di una pila è la differenza di potenziale, ∆E, tra il potenziale del catodo E+ e quello dell’anodo E−:

f.e.m. = Ecatodo − Eanodo = E+ − E− = ∆E Per stabilire la forza di una pila si dovrebbe perciò misurare il valore del potenziale al catodo e all’anodo. Sperimentalmente però non è possibile determinare direttamente il valore assoluto del potenziale (E) di un singolo elettrodo. Per questo si è ipotizzata una pila costituita da un elettrodo di riferimento, o elettrodo standard, e da un elettrodo incognito, ogni volta diverso. Per convenzione, all’elettrodo standard si è assegnato un potenziale (E) uguale a zero a qualsiasi temperatura. La semicella o elettrodo standard è quella a idrogeno (SHE = standard hydrogen electrode) ed è costituita da una lamina di platino (Pt) immersa in una soluzione acquosa acida di ioni H+ 1 M (per esempio HCl 1 M), all’interno della quale è fatto gorgogliare idrogeno gassoso (H2) alla pressione di una atmosfera (Figura 12). Il dispositivo formato dalla coppia elettrodo standard-elettrodo incognito è uno strumento che fornisce il valore del potenziale di quest’ultimo. Per esempio, la forza elettromotrice di una pila formata da un elettrodo di zinco immerso in una soluzione 1 M di solfato di zinco e dall’elettrodo standard di idrogeno è 0,76 V (a 25 °C). Applicando la formula per calcolare la f.e.m., avremo:

H2 (g) 1 atm

H+ (aq) 1M

Pt

↑ Figura 12

f.e.m. = E+ − E− = ∆E Sostituendo nella relazione il valore misurato avremo: 0,76 V = E+ − E− Dato che il valore del potenziale dell’elettrodo standard è sempre zero è possibile dire che il potenziale dell’elettrodo di zinco è 0,76 V. In generale, se l’elettrodo standard a idrogeno è l’anodo della pila, avremo: f.e.m. = Ecatodo − Eanodo = Eincognito − Estandard = Eincognito − 0 = Eincognito In questo primo caso lo strumento ci fornisce il valore del potenziale incognito. Se l’elettrodo standard a idrogeno è il catodo della pila, avremo: f.e.m. = Ecatodo − Eanodo = Estandard − Eincognito = 0 − Eincognito = −Eincognito Eincognito = − f.e.m. In questo secondo caso, per conoscere il potenziale dell’elettrodo incognito, è necessario cambiare di segno il valore della f.e.m.

411

I potenziali definiti rispetto all’elettrodo standard a idrogeno sono chiamati potenziali standard di riduzione (E°) e si riferiscono alle seguenti condizioni: temperatura di 25 °C, con i gas alla pressione parziale di 1 atm e le soluzioni a concentrazione 1 M. Questi potenziali: • esprimono la tendenza di una coppia redox a subire il processo di riduzione. Essi possono essere confrontati perché fanno sempre riferimento alle semireazioni scritte nel verso della riduzione:

ENGLISH

potenziali standard di riduzione standard reduction potential

specie ossidata + e− → specie ridotta

• indicano la minor tendenza delle sostanze a ridursi rispetto a quella presente nella semicella di riferimento, se il segno del potenziale E° è negativo;

• indicano la maggior tendenza delle sostanze a ridursi rispetto a quella presente nella semicella di riferimento, se il segno del potenziale E° è positivo. Nella Tabella 1 (pagina seguente) sono riportati i valori dei potenziali standard di riduzione per alcune specie chimiche. Tali valori sono in ordine decrescente per cui: • in cima alla tabella ci sono gli ossidanti forti, cioè le specie che hanno una forte tendenza a dare la semireazione di riduzione; • in fondo alla tabella ci sono invece i riducenti forti, cioè le specie che hanno una forte tendenza a dare la semireazione di ossidazione (la semireazione inversa rispetto a quella scritta nella Tabella 1). Se costruissimo una pila formata da una semicella contenente la coppia redox Zn2+/Zn con un elettrodo standard a idrogeno, il voltmetro segnerebbe una f.e.m. di −0,76 V. Il valore negativo del potenziale standard di riduzione ci informa che gli ioni zinco hanno minor tendenza a ridursi, cioè hanno minor tendenza ad accettare elettroni, rispetto agli ioni idrogeno. Se scrivessimo le due semireazioni nel verso della riduzione avremmo: Zn2+ (aq) + 2e− → Zn (s)

[E° = −0,76 V]

2H+ (aq) + 2e− → H2 (g)

[E° = 0 V]

IN DIGITALE

In più Pile e accumulatori

In una pila di questo tipo, lo zinco spontaneamente si ossiderebbe a Zn2+, cedendo gli elettroni allo ione H+ che si ridurrebbe a idrogeno H2, secondo le due semireazioni: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e− 2H+ (aq) + 2e− → H2 (g)

anodo catodo

Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) La reazione complessiva è data dalla somma delle due semireazioni e la forza elettromotrice dalla differenza dei due potenziali: f.e.m. = Ecatodo − Eanodo = Estandard − Eincognito = 0 − (−0,76) V = 0,76 V Tenendo presente questo risultato, dalla tabella dei potenziali standard di riduzione, si può osservare che: • gli ioni idrogeno sono in grado di ossidare tutte le specie chimiche che hanno potenziali standard di riduzione negativi (E° < 0); • le specie chimiche con potenziale positivo sono in grado di ossidare l’idrogeno gassoso (E° > 0). Per calcolare i potenziali di cella, si deve fare una differenza tra i potenziali di riduzione standard delle semicelle senza considerare i coefficienti stechiometrici delle semireazioni.

412

PER CAPIRE

il catodo è la semicella con il valore di E° più alto.

Reazione di semicella (riduzione)

E° (V)

F2 (g) + 2e → 2 F (aq)

+2,87

s2O82− (g) + 2e− → 2 sO42− (aq)

+2,07

PbO2 (s) + sO42− (aq) + 4 h+ (aq) + 2e− → PbsO4 (s) + 2h2O (I)

+1,69

mnO4− (aq) + 8h+ (aq) + 5e− → mn2+ (aq) + 4h2O (I)

+1,51

au3+ (aq) + 3e− → au (s)

+1,50

cl2 (g) + 2e → 2cl (aq)

+1,36

cr2O72− (aq) + 14h+ (aq) + 6e− → 2cr3+ (aq) + 7h2O (I)

+1,33

O2 (g) + 4h (aq) + 4e → 2h2O (I)

+1,23

Br2 (I) + 2e− → 2Br2 (aq)

+1,07

nO3− (aq) + 4 h+ (aq) + 3e− → nO (g) + 2h2O (I)

+0,96

Pd (aq) + 2e → Pd (s)

+0,95

2hg2+ (aq) + 2e− → hg22+ (aq)

+0,92

hg2+ (aq) + 2e− → hg (I)

+0,85

ag (aq) + e → ag (s)

+0,80

Fe3+ (aq) + e− → Fe2+ (aq)

+0,77

i2 (s) + 2e → 2i2 (aq)

+0,54

cu+ (aq) + e− → cu (s)

+0,52

O2 (g) + 2h2O (I) + 4e− → 4Oh− (aq)

+0,40

cu (aq) + 2e → cu

+0,34

cu2+ (aq) + e− → cu+ (aq)

+0,15

sn4+ (aq) + 2e− → sn2+ (aq)

+0,15

hgO (s) + h2O (I) + 2e− → hg (I) + 2Oh− (aq)

+0,10

2H+ (aq) + 2e− → H2 (g)

0,00

Pb (aq) + 2e → Pb (s)

−0,13

sn2+ (aq) + 2e− → sn (s)

−0,14

ni2+ (aq) + 2e− → ni (s)

−0,26

co (aq) + 2e → co (s)

−0,28

PbsO4 (s) + 2e− → Pb (s) + sO42− (aq)

−0,36

Fe (aq) + 2e → Fe (s)

−0,45

cr3+ (aq) + 3e− → cr (s)

−0,74

−

−

−

+

−

−

2+

+

−

−

−

2+

−

2+

−

2+

−

2+

zn2+ (aq) + 2e− → zn (s)

ossidanti più deboli

−0,76

2 h2O (I) + 2e → h2 (g) + 2Oh (aq)

−0,83

znO (s) + h2O (I) + 2e− → zn (s) + 2Oh− (aq)

−1,22

al3+ (aq) + 3e− → al (s)

−1,66

mg (aq) + 2e → mg (s)

−2,37

na+ (aq) + e− → na (s)

−2,71

ca (aq) + 2e → ca (s)

−2,76

K+ (aq) + e− → K (s)

−2,93

li (aq) + e → li (s)

−3,04

−

−

2+

−

2+

+

−

−

riducenti più forti

ossidanti più forti

−

riducenti più deboli

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

← Tabella 1 Potenziali standard di riduzione.

413

Prevedere la spontaneità di una redox Se immergessimo una lamina di rame Cu (s) in una soluzione 1 M di nitrato ferroso Fe(NO3)2 (aq), quale specie chimica si ridurrebbe e quale si ossiderebbe? Per capire se una delle due ha maggiori o minori proprietà ossidanti o riducenti rispetto all’altra è sufficiente confrontare i rispettivi potenziali standard di riduzione: maggiore è il valore del potenziale standard di riduzione, maggiore è la capacità della specie considerata di attrarre gli elettroni. Scrivendo le due semireazioni di riduzione delle specie chimiche considerate, avremo: Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s)

E° = +0,34 V

Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s)

E° = −0,45V

Gli ioni rame (II) hanno maggiore tendenza ad acquistare elettroni, cioè a ridursi, infatti hanno un potenziale standard superiore (+0,34 V) rispetto agli ioni ferro (II) (−0,45 V). Immergendo quindi una lamina di rame in una soluzione 1 M di nitrato ferroso, gli ioni rame (II) non passerebbero mai in soluzione, così come quelli di ferro (II) non si depositerebbero sulla superficie dell’elettrodo. In altre parole, non si verificherebbe mai spontaneamente la seguente reazione redox: 2Cu (s) + Fe(NO3)2 (aq) → 2CuNO3 (aq) + Fe (s) che sarebbe il risultato delle due semireazioni: 2Cu (s) → 2Cu2+ (aq) + 2e−

anodo, ossidazione

Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s)

catodo, riduzione

Sarà invece spontanea la reazione opposta in cui il ferro si ossida e il rame si riduce: 2CuNO3 (aq) + Fe (s) → 2Cu (s) + Fe(NO3)2 (aq) È possibile arrivare allo stesso risultato leggendo i potenziali standard di riduzione. Analizziamo i due casi.

Caso 1

2Cu (s) + Fe(NO3)2 (aq) → 2CuNO3 (aq) + Fe (s)

∆E° = E°catodo − E°anodo = E°(Fe2+/Fe) − E°(Cu2+/Cu) = −0,45 − (+0,34) = −0,79 V La reazione ha una variazione di potenziale negativa e quindi non è spontanea.

Caso 2

2CuNO3 (aq) + Fe (s) → 2Cu (s) + Fe(NO3)2 (aq)

∆E° = E°catodo − E°anodo = E°(Cu2+/Cu) − E°(Fe2+/Fe) = +0,34 − (−0,45) = 0,79 V La reazione ha una variazione di potenziale positiva e quindi è spontanea. La pila in questione può essere schematizzata così: (−) Fe (s) | Fe2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s) (+) anodo ossidazione

catodo riduzione

È possibile quindi dire che:

• la redox è spontanea se la f.e.m. è positiva, cioè se ∆E° > 0; • la redox non è spontanea se la f.e.m. è negativa, cioè se ∆E° < 0.

414

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

PROBLEMA SVOLTO

reazione redox

9 Prevedere la spontaneità di una reazione di cella Utilizza i potenziali standard di riduzione della Tabella 1 per prevedere se la seguente reazione di ossidoriduzione avviene spontaneamente: Ca (aq) + Fe (s) → Ca (s) + Fe 2+

2+

(aq)

semireazione ossidazione

semireazione riduzione

Scrivi il diagramma di cella della reazione spontanea. RISOLVI

calcola ∆E°

anzitutto, individua le coppie redox e riporta per ciascuna il potenziale di riduzione standard: ca2+ (aq) + 2e− → ca (s) E° = −2,76 V Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s) E° = −0,45 V il potenziale di riduzione standard della coppia Fe2+/Fe è maggiore di quello della coppia ca2+/ca, quindi gli ioni Fe2+ hanno una maggiore tendenza ad acquistare elettroni rispetto agli ioni ca2+. Però, nella reazione proposta, gli ioni ca2+ si riducono (catodo), mentre Fe si ossida (anodo).

∆E° > 0

∆E° < 0

redox spontanea

redox non spontanea

Calcola calcola la f.e.m. della reazione data: ∆E° = E° (ca2+/ca) − E° (Fe2+/Fe) = −2,76 V − (−0,45 V) = −2,31 V dato che ∆E° < 0, la reazione non avviene spontaneamente. la reazione opposta: ca (s) + Fe2+ (aq) → ca2+ (aq) + Fe (s) è spontanea (∆E° = 2,31 V). il diagramma di cella è: (−) ca (s) | ca2+ (aq) || Fe2+ (aq) | Fe (s) (+) la f.e.m. della pila è 2,31 V. Fai attenzione! la semicella che contiene la coppia redox con potenziale standard di riduzione più alto è il catodo.

FAI PRATICA

10 Prevedi se la redox è spontanea e scrivi il diagramma di cella: Cu2+ (aq) + Ni (s) → Cu (s) + Ni2+ (aq)

VIDEO TUTORIAL

L’equazione di Nernst Finora abbiamo studiato le reazioni redox che avvengono in condizioni standard nelle celle galvaniche (o pile) e abbiamo capito come prevedere la spontaneità − o meno − di una redox attraverso i potenziali standard di riduzione. Le condizioni standard però sono difficili da raggiungere e quasi impossibili da mantenere: la maggior parte delle celle non inizia a funzionare allo stato standard e, anche lo facesse, le concentrazioni in soluzione varierebbero in pochi istanti. Questo aspetto è evidente nelle batterie che usiamo tutti i giorni, le cui concentrazioni sono differenti dai rispettivi valori di riferimento (cioè i valori standard). Come possiamo quindi calcolare il potenziale di riduzione e prevedere la spontaneità di una reazione redox in condizioni non standard? Walther Hermann Nernst (1864-1941, Figura 13), vincitore del premio Nobel per la chimica, nel 1920 scoprì la legge che permette di determinare il potenziale di riduzione di una coppia redox in condizioni di concentrazione e temperatura diverse da quelle standard.

↑ Figura 13

415

Così, per una generica reazione redox, possiamo calcolare il potenziale di riduzione attraverso la cosiddetta equazione di Nernst:

Equazione di Nernst

[forma ridotta] n R ·T E = E °− ____ · ln ________________ [forma ossidata] m n ·F Dove: • E° è il potenziale di riduzione standard; • R è la costante dei gas che ha valore 8,314 J/K · mol; • T è la temperatura espressa in kelvin; • F è la costante di Faraday che vale 96 485 C (Coulomb); • n è il numero di elettroni scambiati; • [forma ridotta] è la concentrazione molare di tutte le specie che acquistano elettroni; • [forma ossidata] è la concentrazione molare di tutte le specie che cedono elettroni; • n, m sono i coefficienti stechiometrici delle specie ridotta e ossidata. Se trasformiamo il logaritmo naturale in decimale (ln = 2,3 log) e sostituiamo i valori noti considerando la temperatura di 25 °C, l’equazione di Nernst diventa: [forma ridotta] n 2,3 · 8,314 · 298 ________________ E = E °− ___________ log 96 485n [forma ossidata] m

da cui è possibile ottenere la forma semplificata: [forma ridotta] n 0,0591 E = E °− _ log ________________ n [forma ossidata] m

Fai attenzione! Questa formula può essere usata anche per ciascuna semicella. Possiamo ancora notare che se la concentrazione della specie ridotta è uguale a quella ossidata, cioè vale la relazione: [forma ridotta]n = [forma ossidata]m l’equazione di Nernst diventa: E = E°. Infine, nel caso in cui le specie coinvolte siano pure, si considera la concentrazione pari a 1, per convenzione; nell’ipotesi in cui siano presenti dei gas, le concentrazioni molari sono sostituite dalle relative pressioni parziali.

PROBLEMA SVOLTO

11 Prevedere la spontaneità di una reazione di cella in condizioni non standard Prevedi se la redox tra il cobalto metallico e lo ione ferroso è spontanea: Co (s) + Fe2+ (aq) → Co2+ (aq) + Fe (s) Considera che la trasformazione: • avviene alla temperatura di 25,0 °C; • ha le seguenti concentrazioni ioniche in soluzione: [Co2+ (aq)] = 0,10 M

[Fe2+ (aq)] = 0,70 M

• è caratterizzata dai seguenti potenziali standard di riduzione: E° (Co2+/Co) = −0,28 V E° (Fe2+/Fe) = −0,44 V.

416

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

RISOLVI

Dati

Incognite

t = 25,0 °c [co2+ (aq)] = 0,10 m

E° (co2+/co) = −0,28 V

[Fe2+ (aq)] = 0,70 m

E° (Fe2+/Fe) = −0,44 V

la redox è spontanea?

Per risolvere questo problema attraverso l’equazione di nernst devi individuare le coppie redox e riportare per ciascuna il potenziale di riduzione standard, quindi calcolare la f.e.m. della reazione e infine applicare l’equazione di nernst.

Calcola 1. individua le coppie redox e i rispettivi potenziali di riduzione standard: Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s)

E° (Fe2+/Fe) = −0,44 V

co2+ (aq) + 2e− → co (s)

E° (co2+/co) = −0,28 V

il potenziale di riduzione standard della coppia co2+/co è maggiore di quello della coppia Fe2+/Fe, quindi gli ioni co2+ hanno una maggiore tendenza ad acquistare elettroni rispetto agli ioni Fe2+. nella reazione di riferimento, però, gli ioni Fe2+ si riducono (catodo), mentre il cobalto metallico, co, si ossida (anodo). 2. calcola la f.e.m. della reazione: ∆E° = E°catodo − E°anodo ∆E° = E° (Fe2+/Fe) − E° (co2+/co) = −0,44 V − (−0,28 V) = −0,160 V 3. applica l’equazione di nernst, a 25 °c (298 K): [co 2+] 0,0591 0,0591 [0,10] E = E °− ________  · log ______ = −0,160 V − ________ · log ______ = [Fe 2+] n 2 [0,70]

= −0,160 V − 0,02955 log 0,143 = −0,135 V il valore negativo di E ti segnala che la reazione redox non è spontanea.

FAI PRATICA

12 Prevedi se la reazione è spontanea: 2Ag (s) + Hg2+ (aq) → 2Ag+ (aq) + Hg (l).

Considera che la temperatura è 298 K, i potenziali di riduzione standard sono E° (Ag+/Ag) = 0,800 V e E° (Hg2+/Hg) = 0,850 V e le concentrazioni sono [0,045] [Ag+] = 0,075 M e [Hg2+] = 0,860 M.

VIDEO TUTORIAL

La corrosione La corrosione determina il lento e continuo consumo di un materiale, solitamente un metallo, dovuto a fenomeni chimici o elettrochimici. La corrosione è spontanea perché i prodotti di reazione sono più stabili dei metalli di partenza. Molti metalli, alle normali condizioni di temperatura e pressione, reagiscono con l’ossigeno per formare gli ossidi, che ricoprono il metallo se hanno densità minore del metallo d’origine, oppure penetrano nel metallo formando crepe e fessurazioni se hanno densità maggiore. Si possono distinguere diversi tipi di corrosione: • corrosione chimica: si verifica quando un metallo si trova esposto all’ossigeno, al cloro o a soluzioni acide e/o basiche forti; • corrosione galvanica: si verifica quando due metalli sono messi in contatto in presenza di un elettrolita. In questo caso, si forma una cella galvanica e il materiale meno nobile si corrode. Per prevenire questa forma di corrosione è necessario: evitare accoppiamenti di metalli con potenziali di riduzione molto diversi; evitare che il rapporto tra la superficie totale e la superficie del metallo che funge da anodo sia elevato; evitare la presenza di acqua;

417

• corrosione intercristallina: si verifica negli acciai inox riscaldati a una temperatura superiore ai 500 °C. A questa temperatura il cromo presente nella lega forma il carburo di cromo combinandosi con il carbonio dell’acciaio. Questo composto tende a raccogliersi ai bordi, impoverendo la zona centrale di cromo; • corrosione per aerazione differenziale: si verifica ogni volta che una goccia d’acqua si ferma su un metallo. Per ragioni chimico-fisiche, la distribuzione dell’ossigeno nella goccia non è omogenea e il metallo tenderà a corrodersi maggiormente nella zona sotto la goccia e meno ai bordi della stessa; • corrosione di strutture in cemento armato: la corrosione dei tondini avviene a causa della carbonatazione del cemento. Il diossido di carbonio atmosferico penetra nel cemento e si combina con i prodotti alcalini (per esempio la calce). Il pH di conseguenza si abbassa da 11 a circa 8,4, valore che favorisce la trasformazione del ferro in ruggine. La ruggine, che ha una densità minore del ferro metallico, aumenta il volume dei tondini che generano una forza sufficiente a spaccare il cemento e staccare il copriferro, cioè lo spessore di calcestruzzo che separa l’armatura dall’ambiente esterno. Il tondino è così esposto agli agenti atmosferici. I fenomeni corrosivi più diffusi e conosciuti riguardano il ferro. La corrosione del ferro H2 O O2 ha inizio perché nel metallo si crea un sisteruggine ma che si comporta come una cella elettroOH– Fe2+ chimica (Figura 14). Sulla superficie del meferro catodo (riduzione tallo si crea una zona anodica in cui il ferro dell’ossigeno) Fe e– si ossida, secondo la reazione: anodo (ossidazione del ferro)

anodo (−) Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e−

← Figura 14

Gli elettroni generati dall’ossidazione si trasferiscono attraverso il metallo verso un’altra zona che si comporta da catodo, in cui avviene la riduzione dell’ossigeno in presenza di acqua: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e− → 4OH− (aq)

catodo (+)

Gli ioni Fe e OH reagiscono e formano l’idrossido ferroso, un composto solido e poco solubile: 2+

−

Fe2+ (aq) + 2OH− (aq) → Fe(OH)2 (s) L’idrossido ferroso infine si trasforma in ruggine (Fe2O3 ⋅ nH2O) a contatto con l’ossigeno e l’acqua: 2Fe2+ (aq) + O2 (g) + 2H2O (l) → 2Fe2+ (aq) + 4OH− (aq) Per la corrosione del ferro occorre quindi che siano presenti contemporaneamente ossigeno e acqua. Per prevenire la corrosione è necessario isolare il metallo dall’ambiente circostante, rimuovere le tracce di ruggine già formate e procedere con un trattamento preventivo. Per ottenere ciò è possibile utilizzare: • vernici antiruggine; • fogli protettivi di materiale plastico o bitume; • anodi sacrificali (di zinco o di magnesio) che si corrodono al posto del ferro; • zinco (zincatura) che si corrode prima del ferro; • cromo (cromatura) o nichel (nichelatura) che sono in grado di isolare il metallo da ulteriori ossidazioni.

418

PREPARATI ALLA VERIFICA 8 che cosa studia l’elettrochimica? 9 che cos’è una cella galvanica? 10 descrivi la pila daniell: qual è il catodo? Qual è l’anodo? 11 Quali reazioni avvengono agli elettrodi? 12 come si modificano le lamine durante il funzionamento della pila daniell? 13 che cosa sono i potenziali di riduzione standard? a che cosa servono? 14 descrivi il fenomeno della formazione della ruggine.

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

4

L’elettrolisi e le leggi di Faraday

↓ Figura 15

Nella pila Daniell e nelle celle galvaniche avvengono reazioni elettrochimiche spontanee. A questo gruppo appartengono per esempio le reazioni che portano alla corrosione dei metalli da parte degli agenti atmosferici, come la formazione della ruggine dal ferro (Figura 15). È possibile far avvenire una reazione redox di per sé non spontanea? È possibile riottenere il ferro dalla ruggine? Con l’elettrolisi è possibile far avvenire reazioni redox non spontanee fornendo corrente elettrica.

Elettrolisi

ENGLISH

L’elettrolisi converte l’energia elettrica in energia chimica.

elettrolisi electrolysis

Quindi, al contrario delle celle galvaniche, che sfruttano reazioni di ossidoriduzione spontanee, nelle celle elettrolitiche è possibile far avvenire reazioni redox non spontanee fornendo corrente elettrica. Vediamo in che cosa differiscono i due tipi di cella. Se misurassimo la forza elettromotrice di una pila nel tempo, registreremmo una graduale riduzione dell’energia elettrica prodotta fino al suo completo esaurimento, poiché quando la reazione redox raggiunge l’equilibrio chimico, la pila smette di funzionare. Supponiamo però di collegare al circuito una batteria in grado di fornire una differenza di potenziale pari alla forza elettromotrice erogata spontaneamente dalla pila. La reazione di ossidoriduzione nella pila non avverrebbe: il processo ossidoriduttivo si bloccherebbe perché ostacolato dalla forza elettromotrice imposta dall’esterno. Se dovessimo poi aumentare la differenza di potenziale applicata, costringeremmo la reazione a procedere in senso inverso, cioè favoriremmo il processo ossidoriduttivo non spontaneo. Prendiamo in considerazione la pila Daniell, in cui gli elettroni migrano dall’elettrodo di zinco a quello di rame: la reazione spontanea determina l’ossidazione dello zinco metallico all’anodo e la riduzione degli ioni Cu2+ al catodo (Figura 16). e– anodo (–) Zn

ENGLISH

cella elettrolitica electrolytic cell

e–

SO42–

K+ ponte salino

catodo (+) Cu

CuSO4 ZnSO4 Pila: Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

← Figura 16

Se applicassimo una differenza di potenziale esterna maggiore di 1,10 V, cioè maggiore della forza elettromotrice della pila, potremmo spingere gli elettroni verso l’elettrodo di zinco, sottraendoli all’elettrodo di rame.

419

Così facendo, nella semicella dove è presente la lamina di zinco avverrebbe la riduzione, mentre in quella dove è immersa la lamina di rame l’ossidazione (Figura 17). Si verificherebbe la seguente reazione non spontanea: (−) Zn2+ (aq) + 2e− → Zn (s) (+) Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2e−

e–

catodo, riduzione anodo, ossidazione

K+

catodo (–) Zn

Zn2+ (aq) + Cu (s) → Zn (s) + Cu2+ (aq)

e– SO42–

anodo (+) Cu

ponte salino

CuSO4 ZnSO4 Cella elettrolitica: Zn2+ (aq) + Cu (s) → Zn (s) + Cu2+ (aq)

L’elettrodo dove avviene la riduzione è sempre il catodo, quello dove avviene l’ossidazione è sempre l’anodo, ma rispetto alla cella galvanica i loro segni sono scambiati (Tabella 2). Cella galvanica (pila)

Cella elettrolitica

anodo

(−)

reazione di ossidazione

catodo

(+)

reazione di riduzione

anodo

(+)

reazione di ossidazione

catodo

(−)

reazione di riduzione

Quindi, in soluzione, gli ioni zinco si dirigono verso l’elettrodo negativo, cioè verso il catodo, dove si riducono (Figura 18a), mentre il rame si ossida e passa in soluzione (Figura 18b). Fornendo energia elettrica abbiamo favorito un processo chimico non spontaneo. Molti dei metalli ottenuti dai minerali mediante varie trasformazioni chimiche sono poi purificati utilizzando questo processo, detto raffinazione elettrolitica. Il rame estratto chimicamente è trasformato in lamine di circa due centimetri di spessore, che sono poi utilizzate come anodo in una cella elettrolitica (Figura 19). Il catodo della cella è costituito da una lamina di rame. Anodo e catodo sono poi immersi in una soluzione di solfato di rame. All’anodo avviene l’ossidazione, per cui gli atomi di rame si allontanano dal metallo impuro e passano in soluzione come ioni Cu2+, per poi migrare verso il catodo, dove sono ridotti ad atomi neutri che si depositano sul catodo, arricchendo la lamina di metallo puro. Le impurità che non sono solubili in acqua si depositano sul fondo della cella, mentre quelle solubili rimangono disciolte in soluzione e non partecipano alla reazione redox.

↑ Figura 17

← Tabella 2 caratteristiche delle celle galvaniche ed elettrolitiche.

a

atomi di zinco

e–

Zn2+

e– e–

e–

rame metallico grezzo

rame metallico puro

anodo (+) ossidazione Cu → Cu2+ + 2e impurità depositate

catodo (–) riduzione Cu2+

Cu2+ + 2e → Cu

Cu2+

↑ Figura 18

SO42–

← Figura 19

420

atomi di rame

b

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

L’elettrolisi dei sali fusi L’elettrolisi è un processo industriale utile per ottenere elementi metallici allo stato puro a partire da sali o da ossidi metallici allo stato fuso. Prendiamo in esame il cloruro di sodio che, se portato a oltre 800 °C, fonde. Il sale fuso, se introdotto in una cella elettrolitica contenente due elettrodi di carbone collegati ai poli di una pila o a un generatore di corrente continua, reagisce nel seguente modo: al catodo: 2Na+ (l) + 2e− → 2Na (l) all’anodo: 2Cl− (l) → Cl2 (g) + 2e−

semireazione di riduzione semireazione di ossidazione

2Na+ (l) + 2Cl− (l) → 2Na (l) + Cl2 (g) Considerata l’elevata temperatura, il sodio fuso si raccoglie al catodo (si dice che scarica al catodo), mentre il cloro gassoso si sviluppa all’anodo. L’eventuale presenza di più ioni porta all’accumulo dell’elemento che consuma meno energia: • al catodo si scarica per primo lo ione che ha il potenziale più alto (acquista più facilmente gli elettroni); • all’anodo si scarica per primo lo ione che ha il potenziale più basso (perde più facilmente gli elettroni).

L’elettrolisi dell’acqua L’elettrolisi dell’acqua è un processo grazie al quale il passaggio di corrente elettrica causa la scissione dell’acqua in ossigeno e idrogeno gassosi. L’acqua pura non è un buon conduttore: pertanto, per realizzare una elettrolisi occorre sciogliere nell’acqua un elettrolita forte (come H2SO4) che favorisca il passaggio di corrente senza interferire con le reazioni che avvengono agli elettrodi. Questi ultimi devono essere inerti e, di solito, sono di platino. Quando si fornisce elettricità, se la d.d.p. della pila è abbastanza elevata, si osserva uno sviluppo di bollicine in corrispondenza di entrambi gli elettrodi (Figura 20). CATODO (−) si sviluppa idrogeno Nella cella gli ioni in soluzione migrano verso l’elettrodo con carica opposta: • al catodo (−) migrano gli ioni H+, che si riducono a idrogeno gassoso: 2H2O (l ) + 2e− → H2 (g) + 2OH− (aq)

ANODO (+) si sviluppa ossigeno

← Figura 20

riduzione (catodo)

• all’anodo (+) migrano gli ioni SO4−, che però non sono in grado di ossidarsi, perché richiedono un potenziale particolarmente elevato. Si ossida invece l’acqua, secondo la reazione: 2H2O (l ) → O2 (g) + 4e− + 4H+ (aq)

ossidazione (anodo)

Moltiplicando per 2 la semireazione di riduzione (per rendere uguali gli elettroni scambiati) e sommando membro a membro, si ottiene la reazione di cella: 6H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g) + 4OH− (aq) + 4H+ (aq) che significa: 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g) Si realizza così la scissione dell’acqua nei suoi elementi, una reazione non spontanea; la reazione inversa è fortemente esotermica ed esplosiva.

421

Le leggi di Faraday Nel 1883, il fisico e chimico inglese Michael Faraday (1791-1867, Figura 21) scoprì che la quantità di un elettrolita che si decompone durante l’elettrolisi dipende dalla quantità di carica (Q) trasportata attraverso la cella. Egli riuscì a determinare la relazione tra la quantità di carica e la massa delle sostanze prodotte agli elettrodi. La prima legge di Faraday afferma che:

Prima legge di Faraday in una cella elettrolitica, la massa di sostanza ossidata all’anodo o ridotta al catodo è direttamente proporzionale alla quantità di carica che attraversa la cella. quantità di carica (in coulomb)

m=k·Q massa prodotta agli elettrodi

↑ Figura 21

La quantità di carica (Q, espressa in coulomb) è proporzionale al prodotto dell’intensità di corrente elettrica (I, in ampere) che attraversa la cella per la durata dell’elettrolisi (t, in secondi): intensità di corrente (in ampere)

Q=I·t quantità di carica (in coulomb)

Quindi l’espressione della prima legge di Faraday diventa: m=k·Q=k·I·t Sappiamo che l’elettrone ha una carica di 1,602 · 10−19 C, per cui una mole (cioè un numero di Avogadro NA) di elettroni avrà una carica di: 1,602 · 10−19 C/elettrone · 6,022 · 1023 elettroni/mole = 96 486 C/mol = 1 F La carica di una mole di elettroni è chiamata faraday (F) e corrisponde alla quantità di carica necessaria per ridurre una mole di un catione monovalente. Nelle redox, la quantità di sostanza che scambia una mole di elettroni prende il nome di equivalente. Un equivalente è la quantità di sostanza che si deposita agli elettrodi quando nella cella passa 1 F (96 486 C), cioè una mole di elettroni. 1 F di corrente (cioè una mole di elettroni) riduce una mole di ioni Na+ (1 equivalente); quindi all’elettrodo si deposita una mole di sodio metallico, che corrisponde a 22,99 g. 1 F di corrente, però, ridurrà solo metà mole di uno ione bivalente (come Mg2+ o Cu2+) poiché in questo caso occorrono 2 elettroni per ridurre ogni ione. 1 F ridurrà solo un terzo di mole di uno ione trivalente (come Fe3+). Questo significa che 1 equivalente di magnesio corrisponde a mezza mole, mentre un equivalente di ferro corrisponde a un terzo di mole: Na+ + 1e− →

Na

Na2+ + 2e− → Mg

Fe3+ + 3e− →

Fe

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

2 mol

1 mol

1 mol

2 mol

1 mol

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

1 mol

1F

1 eq

1 mol

2F

1 eq

1 mol

3F

1 eq

422

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

Si arriva così a enunciare la seconda legge di Faraday:

Seconda legge di Faraday se celle elettrolitiche diverse sono attraversate dalla stessa quantità di carica, la massa di ogni sostanza che si deposita agli elettrodi è direttamente proporzionale ai rispettivi equivalenti.

PROBLEMA SVOLTO

13 Calcolare la massa prodotta agli elettrodi Calcola quanti grammi di ferro sono depositati al catodo di una cella contenente FeCl3, quando si fa passare una corrente di 1,60 · 10−3 A per 35 minuti. La reazione è: Fe3+ (aq) + 3e− → Fe (s) RISOLVI

Dati

Incognite

I = 1,60 · 10−3 a t = 35 min

m (Fe) = ?

anzitutto devi calcolare la quantità di carica che attraversa la cella elettrolitica usando la formula: Q=I·t Per applicare questa relazione, devi esprimere il tempo in secondi: 35 minuti · 60 s _____________ = 2100 s 1 minuto

inoltre, ricorda che 1 a = 1 c/s. una mole di elettroni (cioè 1 F) riduce 1/3 di mole di Fe3+. Pertanto, dato che il ferro ha massa molare 55,85 g/mol, 1 F riduce:

15 che cosa si intende per elettrolisi? 16 nell’elettrolisi, quali sono le reazioni che avvengono all’anodo e al catodo?

55,85 g _______ = 18,62 g di Fe3+ 3

Calcola

17 Quali sono i segni di anodo e catodo nei due tipi di celle?

1. calcola la quantità di carica che attraversa la cella elettrolitica: Q = 1,60 · 10−3 c/s · 2100 s = 3,36 c 2. sappiamo che 1 F (cioè 96 486 c) fa depositare 18,62 g di ferro; quindi 3,36 c fanno depositare: 96 486 c : 18,62 g = 3,36 c : x g

18 Quali sono i prodotti di reazione che si ottengono dall’elettrolisi dell’acqua? 19 Per quale ragione, per effettuare l’elettrolisi dell’acqua, è necessario aggiungere un elettrolita forte?

da cui: 18,62 g · 3,36 c x = ______________ = 6,48 · 10−4 g 96 486 c

FAI PRATICA

14 Calcola la massa di rame che si deposita al catodo quando sono fatti passare 3,5 A di corrente in una soluzione di CuSO4 per 60 minuti.

PREPARATI ALLA VERIFICA

[4,15 g]

20 enuncia le leggi di Faraday. 21 che cos’è un equivalente?

423

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIORIPASSO AUDIOSINTESI

1

Le reazioni di ossidoriduzione

le reazioni in cui si verifica un trasferimento di elettroni da una specie chimica a un’altra sono chiamate REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE o REDOX. l’agente ossidante è la specie chimica che tende ad accettare elettroni, l’agente riducente è la specie chimica che tende a cedere elettroni. È possibile capire se le reazioni sono redox dall’analisi dei numeri di ossidazione (n.o.): l’ossidazione comporta un aumento del numero di ossidazione; la riduzione comporta una diminuzione del numero di ossidazione.

2

Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione

le reazioni chimiche, in generale, devono essere bilanciate per rispettare la legge di conservazione della massa. in particolare per le redox, oltre alla legge di conservazione della massa, occorre tenere presente la LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA CARICA: il numero totale di elettroni ceduti deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati.

3

L’elettrochimica

l’ELETTROCHIMICA è la branca della chimica che studia i fenomeni legati alla trasformazione dell’energia chimica in energia elettrica e dell’energia elettrica in energia chimica. la CELLA GALVANICA è una particolare cella elettrochimica che converte l’energia chimica in energia elettrica. in particolare, la batteria è chiamata cella galvanica o pila perché in grado di produrre elettricità da una reazione chimica spontanea. le celle galvaniche sono sempre costituite da due elettrodi metallici e da un elettrolita. l’elettrodo dove avviene l’OSSIDAZIONE è chiamato ANODO, mentre quello in cui avviene la RIDUZIONE è detto CATODO. nelle pile, il catodo è segnalato con il segno (+) e l’anodo con il segno (−): quest’ultimo è l’elettrodo che fornisce gli elettroni, che poi saranno trasferiti al secondo elettrodo. in chimica la differenza di potenziale elettrico è chiamata FORZA ELETTROMOTRICE (f.e.m.) e corrisponde alla differenza (∆E) tra il potenziale al catodo (E+) e quello all’anodo (E−). la redox è spontanea se la f.e.m. è positiva. la corrosione determina il consumo di un materiale, solitamente un metallo, dovuto a fenomeni chimici o elettrochimici; si tratta di un processo spontaneo. i fenomeni corrosivi più diffusi e conosciuti riguardano il ferro. Per prevenire la corrosione è necessario isolare il metallo dall’ambiente circostante, rimuovere le tracce di ruggine già formate e procedere con un trattamento preventivo.

4

L’elettrolisi e le leggi di Faraday

l’ELETTROLISI è un processo che sfrutta l’energia elettrica per fare avvenire reazioni redox non spontanee. al contrario delle pile, che sfruttano reazioni di ossidoriduzione spontanee, nelle celle elettrochimiche si fornisce corrente elettrica per far avvenire reazioni redox non spontanee. nel processo elettrolitico si converte l’energia elettrica in energia chimica. le LEGGI DI FARADAY mettono in relazione le masse ossidate e ridotte con la corrente elettrica che attraversa il circuito della cella elettrolitica. la prima legge di Faraday afferma che, in una cella elettrolitica, la massa di sostanza ossidata all’anodo o ridotta al catodo è direttamente proporzionale alla quantità di carica che attraversa la cella. la seconda legge di Faraday afferma che la massa di sostanza che si deposita agli elettrodi di celle elettrolitiche diverse attraversate dalla stessa quantità di carica è direttamente proporzionale ai rispettivi equivalenti.

424

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

ELETTROCHIMICA studia le REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE per le quali si definisce la

alle quali partecipano

FORZA ELETTROMOTRICE AGENTE RIDUCENTE

AGENTE OSSIDANTE

che

che

SI OSSIDA

calcolata mediante i

POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE

SI RIDUCE

che permettono di stabilire se una grazie a un

stabiliti usando ELETTRODO STANDARD ALL’IDROGENO

REDOX TRASFERIMENTO DI ELETTRONI

è

che determina un cambiamento del NUMERO DI OSSIDAZIONE

SPONTANEA

NON SPONTANEA

per usarla nelle

per usarla nelle

CELLE GALVANICHE

CELLE ELETTROLITICHE

nelle quali la MASSA

dove ottenuta agli all’

al ELETTRODI

ANODO

CATODO

avviene l’

avviene la

OSSIDAZIONE

RIDUZIONE

è calcolata mediante le LEGGI DI FARADAY

425

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 10 la reazione:

1 Le reazioni di ossidoriduzione

mncl2 + hnO3 + hcl → nO + mncl4 + h2O

1 indica l’affermazione errata. A nelle reazioni redox a ogni ossidazione corrisponde sempre una riduzione. B nelle reazioni redox c’è sempre e solo una reazione di riduzione.

2 indica l’affermazione errata. A l’agente ossidante è la specie chimica che tende a cedere elettroni. B l’agente ossidante è la specie chimica che tende ad accettare elettroni.

3 determina il numero di ossidazione dell’elemento evidenziato in rosso. mos2 ................. ni2O3 ................ P4O6 .................. as2O3 ................

cr(nO3)3 ............... cr2(sO4)3 .............. crsO4 ..................... cr(sO4)3 ................

clO ................ clO2− ............... clO3− ............... clO4− ............... −

4 determina il numero di ossidazione dell’elemento evidenziato in rosso. K2cr2O7 ............... cu2O ................ FeO ...................... cuO .................. Fe2O3 ................... mnO2 ...............

mnO4− .................... ca(Oh)2 ............... h3PO4 ...................

5 determina il numero di ossidazione degli elementi s, cr, mn, cl e Br nei seguenti composti. A na2sO4 B cr2O72− C mnO4− D KclO3 E BrO−

6 stabilisci quale tra le seguenti equazioni è una reazione di ossidoriduzione. 1 A ca + __ O2 → caO 2 B naOh → na+ + Oh− C cacO3 → caO + cO2 D K2O + h2O → 2KOh

7 individua nelle seguenti reazioni quale specie si ossida e quale si riduce. A h2 (g) + cl2 (g) → 2hcl (l) B K (s) + 2h2O (l) → 2K+ (aq) + 2Oh− (aq) + h2 (g) C 4nh3 (g) + 5O2 (g) → 4nO (g) + 6h2O (g)

8 individua nelle seguenti reazioni non bilanciate quale specie si ossida e quale si riduce. A h2 + Br2 → hBr B li + h2O → li2O + h2 C cr2O72− + Fe2+ + h+ → Fe3+ + cr3+ + h2O

9 individua l’agente ossidante e l’agente riducente nelle seguenti reazioni. A ca (s) + 2h+ (aq) → ca2+ (aq) + h2 (g) B cl2 (aq) + 2Br− (aq) → 2cl− (aq) + Br2 (aq) C sn2+ (aq) + 2Fe3+ (aq) → sn4+ (aq) + 2Fe2+ (aq)

426

è una reazione di ossidoriduzione. determina: A il numero di ossidazione degli elementi che partecipano al trasferimento di elettroni; B l’elemento che si ossida e quello che si riduce; C l’agente ossidante e il riducente.

11 l’ammoniaca, quando reagisce con l’ossigeno gassoso, forma il monossido di azoto e l’acqua. scrivi la reazione, individua quale specie si ossida e quale si riduce e scrivi la variazione dei numeri di ossidazione delle specie coinvolte.

2 Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione 12 Bilancia le seguenti reazioni redox semplici. A Fe2+ + ce4+ → Fe3+ + ce3+ B K + O2 → K2O C Fe + hclO4 → Fe(clO4)3 + h2

13 individua la semireazione di riduzione. A B C D

cu2+ (aq) + 2e− → cu (s) cu (s) → cu2+ (aq) + 2e− ag (s) → ag+ (aq) + e− na (s) → na+ (aq) + e−

14 scrivi le semireazioni e le coppie redox nelle seguenti reazioni di ossidoriduzione. A zn (s) + Pb2+ (aq) → zn2+ (aq) + Pb (s) B cl2 (g) + 2Br− (aq) → 2cl− (aq) + Br2 (l) C sn2+ (aq) + 2Fe3+ (aq) → sn4+ (aq) + 2Fe2+ (aq)

15 Bilancia le seguenti redox con il metodo delle semireazioni. A B C D E

zn (s) + hcl (aq) → zncl2 (aq) + h2 (g) cu (s) + Fe3+ (aq) → cu2+ (aq) + Fe2+ (aq) na (s) + h2O (l) → na2O (aq) + h2 (g) al (s) + agnO3 (aq) → al(nO3)3 (aq) + ag (s) zn (s) + hnO3 (aq) → zn(nO3)2 (aq) + h2 (g)

16 Bilancia le seguenti redox con il metodo delle semireazioni. A B C D E

cl2 (g) + Ki (aq) → Kcl (aq) + i2 (g) ag+ (aq) + Pb (s) → Pb2+ (aq) + ag (s) cu2+ (aq) + Pb (s) → Pb2+ (aq) + cu (s) co2+ (aq) + Ga (s) → co (s) + Ga3+ (aq) Fe2O3 (s) + al (s) → Fe (s) + al2O3 (s)

17 il solfato di bario quando reagisce con il carbonio (c) forma solfuro di bario e monossido di carbonio. scrivi e bilancia la reazione redox.

18 Bilancia le seguenti reazioni redox in ambiente acido. A B C D E F G H

mncl2 + hnO3 + hcl → nO + mncl4 + h2O mnO4− + Fe2+ → Fe3+ + mn2+ ag + cr2O72− → cr3+ + ag+ Fe2+ + h2O2 → Fe3+ + h2O cu + nO3− → cu2+ + nO2 h2O2 + Ki + hcl → i2 + Kcl + h2O KmnO4 + hcl → mncl2 + Kcl + cl2 + h2O cr2O72− + sO2 → sO42− + cr3+

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

19 Bilancia le seguenti reazioni redox in ambiente basico. A B C D E

naclO + i2 + naOh → naiO3 + nacl + h2O na2s2O3 + naclO + naOh → na2sO4 + nacl i2 + naasO2 + naOh → nai + na3asO4 + h2O Fe + naOh → naFeO2 + h2 cl2 + i− → cl− + iO3−

20 il rame metallico con l’acido nitrico forma nitrato di rame (ii), monossido di azoto e acqua. scrivi la reazione, individua la specie che si ossida e quella che si riduce e bilancia la reazione redox.

21 il nitrato di manganese con il diossido di piombo e l’acido nitrico forma l’acido permanganico (hmnO4), il nitrato di piombo (ii) e l’acqua. scrivi la reazione, individua la specie che si ossida e quella che si riduce e bilancia la reazione redox.

22 il diossido di manganese in presenza di acido cloridrico forma il cloruro di manganese, il cloro gassoso e l’acqua. scrivi la reazione, individua la specie che si ossida e quella che si riduce e bilancia la reazione redox.

3 L’elettrochimica 23 scrivi le due semireazioni della pila daniell. Ossidazione: riduzione:

...............................................................

∆E = Ecatodo − Eanodo ∆E = Ecatodo + Eanodo ∆E = Ecatodo · Eanodo ∆E = Ecatodo / Eanodo

25 Osserva lo schema. A completa il disegno della cella elettrochimica inserendo i termini mancanti. rappresenta con una freccia il senso di percorrenza degli elettroni (flusso di elettroni). catodo (+), anodo (−), elettrolita, circuito esterno

………………… …………………

redox. A 2al (s) + 3Fe3+ (aq) → 2al3+ (aq) + 3Fe (s) B zn (s) + 2Fe3+ (aq) → zn2+ (aq) + 2Fe (s) C cr (s) + Pb2+ (aq) → cr3+ (aq) + Pb (s) D 3co2+ (aq) + 2Ga (s) → 3co (s) + 2Ga3+ (aq) E 2ag+ (aq) + Pb (s) → Pb2+ (aq) + 2ag (s)

28 scrivi e bilancia la reazione redox a partire dal diagramma di cella. A (−) Br− | Br2 || cl2 | cl− (+) B (−) mg | mg2+ || mn2+ | mn (+) C (−) ti | ti2+ || ni2+ | ni (+)

29 calcola il potenziale di cella (∆E°) e prevedi la spontaneità delle seguenti reazioni redox. A 2al3+ (aq) + 3Fe (s) → 2al (s) + 3Fe2+ (aq) E° (al3+/al) = −1,66 V; E° (Fe2+/Fe) = −0,45 V B zn (s) + 2mnO2 (s) + 2h+ (aq) → mn2O3 (s) + zn2+ (aq) + h2O (l) E° (mnO2/mn2O3) = 0,95 V; E° (zn2+/zn) = −0,76 V C cu (s) + 2ag+ (aq) → cu2+ (aq) + ag (s) E° ( cu2+/cu) = 0,34 V; E° (ag+/ag) = 0,80 V [A. −1,21 V; B. 1,71 V; C. 0,46 V]

30 considera le seguenti coppie di semireazioni di riduzione.

...............................................................

24 il potenziale di cella è dato dalla relazione: A B C D

27 scrivi il diagramma di cella corrispondente alle seguenti

…………………

calcola il potenziale di cella e scrivi la reazione spontanea. A Prima coppia di semireazioni: zn2+ + 2e− → zn E° = −0,76 V 2h3O+ + 2e− → h2 + 2h2O E° = 0 V B seconda coppia di semireazioni: cu2+ + 2e− → cu E° = +0,34 V 2h3O+ + 2e− → h2 + 2h2O E° = 0 V C terza coppia di semireazioni: zn2+ + 2e− → zn E° = −0,76 V cu2+ + 2e− → cu E° = +0,34 V [A. 0,76 V; B. 0,34 V; C. 1,10 V]

31 si stanno studiando nuove batterie zinco-cloro per i veicoli elettrici. calcola il potenziale di cella (∆E°) e prevedi la spontaneità della seguente reazione redox: zn (s) + cl2 (g) → zn2+ (aq) + 2cl− (aq) E° (zn2+/zn) = −0,76 V; E° (cl2/cl−) = +1,358 V

[2,12 V]

32 considera la seguente reazione: al (s) + zn2+ (aq) → al3+ (aq) + zn (s) …………………

scrivi le semireazioni di ossidazione e riduzione, bilancia la reazione redox e scrivi il diagramma di cella.

33 considera il seguente diagramma di cella: B completa le generiche reazioni che avvengono all’anodo e al catodo. anOdO: a → ............................................................... catOdO: B + ...................................... → ...................

26 una redox spontanea deve avere: A ∆E > 1 B ∆E < 0

(−) ni (s) | nicl2 (aq) || ce(clO4)4 (aq), ce(clO4)3 (aq) | Pt (s) (+) scrivi le due semireazioni e la reazione redox completa bilanciata.

34 considera il seguente diagramma di cella: (−) sn (s) | sncl2 (aq) || agnO3 (aq) | ag (s) (+)

C ∆E = 0 D ∆E > 0

scrivi le due semireazioni e la reazione redox completa bilanciata.

427

35 considera la seguente reazione redox che avviene all’interno di una cella: in (s) + cdcl2 (aq) → in(clO4)3 (aq) + cd (s) individua le due semireazioni, bilancia la redox e schematizza il diagramma di cella corrispondente.

36 in una soluzione leggermente acida, l’ossigeno gassoso (O2) ossida lo ione cromo da cr2+ a cr3+. l’ossigeno si riduce generando acqua. sapendo che il potenziale di riduzione dell’ossigeno è E° (O2/h2O) = +1,229 V, mentre quello della pila è ∆E°pila = +1,653 V, quanto vale il potenziale di riduzione del cromo, E° (cr2+/cr2+)? [−0,424 V]

37 considera il diagramma di cella e calcola il potenziale di riduzione E° (X2+/X) del metallo incognito (X): (−) X (s) |X2+ (aq) (1 m) || Pd2+ (1 m) | Pd (+) la cella ha le seguenti caratteristiche: • il potenziale standard di riduzione E° (Pd2+/Pb) vale 0,987 V; • la f.e.m. dell’intera cella vale 0,647 V. [0,340 V]

38 considera il diagramma di cella: dove m è un metallo sconosciuto. calcola il potenziale al catodo, sapendo che la cella ha: • un potenziale di cella pari a 1,25 V; • un potenziale all’anodo di −0,45 V. [0,80V]

39 calcola la f.e.m. di una pila formata dal seguente diagramma di cella: sapendo che E° (i2/i−) = 0,540 V e E° (F2/F−) = 2,87 V. [2,33 V]

40 determina la f.e.m. di una cella caratterizzata dai seguenti potenziali standard di riduzione: • E° (cu+/cu) = 0,52 V • E° (sn2+/sn) = −0,14 V

[0,66 V]

41 considera una generica cella caratterizzata dalle semireazioni di riduzione:

platino (elettrodo preso come riferimento) immerso in una soluzione 0,50 m di sn4+ e 0,20 m di sn2+, secondo la reazione: sn4+ + 2e− → sn2+ il potenziale standard è E° (sn4+/sn2+) = 0,150 V. [0,162 V]

46 considera il diagramma di cella della seguente pila: (−) ag | ag+ (0,5 m) || cu2+ (0,1 m) | cu (+) A scrivi le due semireazioni di riduzione, sapendo che E° (ag+/ag) = 0,80 V; E° (cu2+/cu) = 0,340 V. B calcola il potenziale non standard di ciascuna semireazione di riduzione. C scrivi e bilancia l’intera reazione redox. D calcola il potenziale elettrico della pila e prevedi la spontaneità (o meno) della reazione. [A. E (ag+/ag) = 0,78 V; E (cu2+/cu) = 0,31 m; D. −0,47 V]

(−) Pt (cl2 = 1 atm) | nacl (2 m) || zn2+ (0,4 m) | zn (+) ricorda che: E° (cl2/cl−) = +1,36 V • cl2 (g) + 2e− → 2cl− 2+ − e°(zn2+/zn) = −0,76 V • zn + 2e → zn lo schema di cella è corretto? se non lo è, rappresentalo in modo corretto. [−2,11 V] ferroso, che porta alla formazione dello ione cloruro e ferrico. A scrivi la reazione. B individua le due semireazioni e bilancia l’intera trasformazione. C calcola il potenziale di cella (∆E°), sapendo che: • E° (Fe3+/Fe2+) = +0,771 V • E° (cl2/cl−) = +1,358 V D schematizza il diagramma di cella corrispondente. [C. 0,587 V]

49 considera la seguente pila: (−) cd (s) | cd2+ (aq) || cu2+ (aq) | cu (s) (+) [A. 1,37 V]

42 una generica pila fa registrare il seguente potenziale elettrico ∆Epila = 0,44 V, a 25 °c. il diagramma di cella è: (−) sn | sn2+ (x) || cu2+ (0,150 m) | cu (+) A scrivi le due semireazioni di riduzione. B calcola il potenziale al catodo, sapendo che E° (cu2+/cu) = 0,340 V. C calcola la concentrazione molare degli ioni sn2+, sapendo che E° (sn2+/sn) = −0,14 V. [B. 0,316 V; C. 3,48 m]

43 considera il diagramma di cella: (−) zn (s) | zn2+ (2 m) || hg2+ | hg (+) A scrivi le due semireazioni di riduzione e trova nella Tabella 1 i corrispondenti potenziali di riduzione standard (E°). B calcola il potenziale di riduzione non standard all’anodo. C calcola il potenziale al catodo, sapendo che quello della pila è 1,62 V. [B. −0,751 V; C. 0,869 V]

428

45 calcola il potenziale di una cella formata da un elettrodo di

48 considera la reazione redox tra il cloro gassoso e lo ione

(−) i− (aq) | i2 || F2 |F− (aq) (+)

m2+ + 2e− → m (s) E° = −0,260 V n2+ + 2e− → n (s) E° = −1,630 V calcola il potenziale della cella. scrivi il diagramma di cella corrispondente.

di nichel 0,05 m. scrivi la reazione di dissociazione del sale e calcola il potenziale elettrico nelle condizioni non standard, [−0,288 V] sapendo che E° (ni2+/ni) = −0,250 V.

47 calcola la f.e.m. della seguente pila:

(−) Fe | Fe2+ (1 m) || m+ (1 m) | m (s) (+)

• • A B

44 un elettrodo di nichel è immerso in una soluzione di solfato

A scrivi le due semireazioni. B scrivi la redox bilanciata. C calcola il potenziale di riduzione del cadmio, E° (cd2+/cd), sapendo che al catodo avviene la riduzione del rame, il cui potenziale è E° (cu2+/cu) = 0,340 V e che il potenziale [C. −0,403 V] della pila è ∆E°pila = 0,743 V.

50 una pila è caratterizzata dalle seguenti semireazioni: • • A B

mnO4− + 8h+ + 5e− → mn2+ + 4h2O mnO2 + 4h+ + 2e− → mn2+ + 2h2O determina la f.e.m. della pila. scrivi la reazione redox completa.

E° = 1,51 V E° = 1,23 V [A. 0,28 V]

51 immagina di costruire una cella galvanica formata da un elettrodo di nichel immerso in una soluzione di ni2+ 0,50 m e da un elettrodo di zinco immerso in una soluzione di ioni zn2+ di concentrazione 1,0 · 10−6 m. A calcola i potenziali nelle due semicelle, sapendo che E° (ni2+/ni) = −0,260 V e E° (zn2+/zn) = −0,760 V. B scrivi il diagramma di cella. [0,668 V]

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

52 un elettrodo di platino (inerte) è immerso in una soluzione a ph = 1,2, in cui sono disciolti i sali KmnO4 e mnsO4 entrambi a 2,2 m. A scrivi la reazione di dissociazione dei due sali. B calcola la concentrazione degli ioni h3O+ in soluzione. C calcola il potenziale di riduzione per la semireazione scritta, sapendo che E° (mnO4−/mn2+) = 1,51 V e che la reazione è: mnO4− + 8h3O+ + 5e− → mn2+ + 12h2O [B. 0,063 m; C. 1,40 V]

53 una pila è formata da un elettrodo di rame immerso in una soluzione 0,25 m di solfato rameico e da un elettrodo di cobalto immerso in una soluzione 0,35 m di cloruro di cobalto. le due celle sono collegate da un ponte salino. A scrivi le due semireazioni di riduzione e trova nella Tabella 1 i potenziali di riduzione standard (E°). B individua in quale semicella avviene la riduzione e in quale l’ossidazione, cioè definisci qual è il catodo e l’anodo. C calcola il potenziale elettrico non standard nelle due celle. D calcola il potenziale elettrico della cella e prevedi se la reazione è spontanea oppure no. E scrivi il diagramma di cella. [C. E (cu2+/cu) = 0,322 V; 2+ E (co /co) = −0,293 V; D. 0,615 V]

54 considera il diagramma di cella:

59 la massa prodotta agli elettrodi è data da: A m=k/Q B m=k+Q

C m=k·Q D m=k−Q

60 un equivalente è la quantità di sostanza che si deposita agli elettrodi quando nella cella passa: A 1F B 1c C 10 F

D 10 c

61 calcola la massa in grammi di alluminio che si deposita al catodo quando si fa passare una corrente di 0,260 a per 35 minuti in una cella contenente alcl3 fuso. [5,09 · 10−2 g]

62 determina quanto rame metallico (cu) si deposita al catodo di una cella elettrolitica contenente solfato di rame fuso (cusO4), sapendo che si applica una corrente di 12 a per 2,0 ore. [28,46 g]

63 calcola la massa di ioni cromo (cr3+) che si deposita al catodo di una cella elettrolitica, quando è fatta passare una corrente di 8,0 a per 16,0 ore. [82,76 g]

64 calcola la massa che si può ottenere dagli ioni sodio (na+), calcio (ca2+) e alluminio (al3+) quando si fa passare in una cella elettrolitica una corrente di 1,50 a per 24,00 ore. [m(na) = 30,88 g; m(ca) = 26,92 g; m(al) = 12,07 g]

65 calcola la massa che si può ottenere dagli ioni potassio,

(−) zn | zn2+ (1,2 m) || ag+ (0,7 m) | ag (+) A scrivi le semireazioni che caratterizzano il diagramma. B Bilancia l’intera reazione redox. C calcola il potenziale elettrico della pila con la legge di nernst, sapendo che quello in condizioni standard è ∆E°pila = 1,563 V. [C. 1,574 V]

55 in laboratorio hai tre becher contenenti soluzioni di ioni cu2+, mg2+ e ag+. ipotizza di immergere in ciascun becher una barretta di piombo (Pb), sapendo che: • Pb2+ + 2e− → Pb E° = −0,130 V • cu2+ + 2e− → cu E° = 0,340 V • mg2+ + 2e− → mg E° = −2,370 V • ag+ + 1e− → ag E° = 0,799 V individua in quale soluzione il piombo è corroso.

56 una soluzione formata da 0,01 m di cr2O72− e 0,3 m di cr3+ ha un ph = 2, secondo la reazione: cr2O72− + 14h+ + 6e− → 2cr3+ + 7h2O

4 L’elettrolisi e le leggi di Faraday

∆E° = 1,330 V

calcola il potenziale non standard della reazione.

[1,04 V]

57 Verifica se il seguente diagramma di cella è schematizzato correttamente: (−) cgrafite | Fe2+ (0,20 m), Fe3+ (0,020) || ag+ (0,010 m) | ag (+) ricorda che: • E° (ag+/ag) = 0,80 V; • E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.

58 sei a capo di un laboratorio chimico e una ditta specializzata in costruzioni ti chiede quale delle seguenti soluzioni corrode le tubature di piombo e attraverso quale reazione chimica. rispondi sapendo che E°(Pb2+/Pb) = −0,126 V e che: • soluzione contenente ioni Fe2+ → E° (Fe2+/Fe) = −0,450 V • soluzione contenente ioni ag+ → E° (ag+/ag) = 0,80 V • soluzione contenente ioni al3+ → E° (al3+/al) = −1,66 V.

magnesio e ferro (iii) quando si fa passare in una cella elettrolitica una corrente di 1,25 a per 30,0 minuti. [m(K) = 0,912 g; m(mg) = 0,283 g; m(Fe) = 0,434 g]

66 una cella elettrolitica contiene cloruro di magnesio fuso. una corrente di 18,0 a attraversa la cella per 35,0 minuti. calcola le masse di magnesio e cloro che si ottengono agli elettrodi. [m(mg) = 4,76 g; m(cl) = 13,89 g]

67 una corrente di 4,7 a è fatta passare per 20 minuti attraverso un sale fuso di un metallo bivalente. al catodo si depositano 1,91 g del metallo incognito. calcola la massa molare. [65,35 g/mol]

68 una corrente di 10,0 a è fatta passare per 3600 secondi attraverso un sale fuso di un metallo trivalente. al catodo si depositano 6,95 g. calcola la massa molare del metallo. [55,89 g/mol]

69 3,50 mol di un gas perfetto, contenute in un volume di 100,0 l, sono compresse isotermicamente da uno stato a a uno stato B, aumentando la pressione da pa = 1,00 atm a pB = 1,50 atm. raggiunto lo stato B, si aumenta ancora la pressione mantenendo costante il volume, sino a raggiungere la temperatura Tc = 700,0 K. A. calcola la pressione finale del sistema (pc). B. calcola la massa molare (mm) del gas incognito, sapendo che in condizioni standard (p = 1,00 atm, T = 273,15 K, Vm = 22,4 l) ha una densità di 3,16 g/l. C. di quale gas si tratta? D. ti chiamano per fare una consulenza in una famosa azienda che produce il gas in questione e ti chiedono di stimare le ore necessarie per produrne 150,0 kg, facendo passare 950 a di corrente elettrica attraverso cloruro di sodio fuso. Per quanto tempo è necessario mantenere operativo l’impianto? [A. 3,02 atm; B. 70,9 g/mol; D. circa 4,31 · 105 s, cioè 120 h]

429

COMPETENZE 70 ARGOMENTA E CALCOLA un recipiente del volume di 3,00 l, alla temperatura di 25,0 °c, contiene 1000 ml di acido cloridrico 0,20 m. a. scrivi e bilancia la reazione tra acido e acqua. b. calcola ph e pOh della soluzione acquosa. c. 90 g di una lega rame/zinco, 45,0% in zn e 55,0% in cu, è immersa nel recipiente contenente la soluzione acida. Quale metallo della lega è corroso? considera le tre semireazioni di riduzione: • 2h+ + 2e− → h2 E° (h+/h2) = 0,00 V • zn2+ + 2e− → zn E° (zn2+/zn) = −0,76 V • cu2+ + 2e− → cu E° (cu2+/cu) = +0,34 V d. Qual è la reazione complessiva tra l’acido cloridrico e il metallo corroso? e. Quanto idrogeno gassoso si sviluppa al termine della reazione e qual è la pressione registrata all’interno del recipiente? f. Quanto zinco è ancora presente all’interno della lega? g. ipotizza di voler portare a fusione la massa di zinco appena calcolata: quanto calore devi fornire? ricorda che: Tfusione (zn) = 692,7 K; cp(zn) = 390 J/kg · K; ΔH°v(zn) = 115,3 kJ/mol. Suggerimento: ricorda che devi scaldare da 298,2 K fino alla temperatura di fusione e poi fondere. [b. ph = 0,70; pOh = 13,3; e. 0,20 g; 0,82 atm; f. 34 g; g. 65 kJ]

71 ARGOMENTA E CALCOLA devi preparare una soluzione in cui sciogli 1,85 g di diidrossido di calcio in 500,0 ml d’acqua. a. scrivi e bilancia la reazione. b. senza fare alcun calcolo, indica se la soluzione sarà acida o basica. c. Quali saranno il ph e il pOh della soluzione? d. calcola la massa che puoi ottenere dagli ioni calcio (ca2+) quando fai passare in una cella elettrolitica una corrente di 2,00 a per 36,00 ore. [c. ph = 13,0; pOh = 1,0; d. 53,84 g]

73 ARGOMENTA Prendi in considerazione i seguenti potenziali standard di riduzione e rispondi alle domande. Semireazione di riduzione

E° (V)

zn2+ (aq) + 2e− → zn (s)

−0,76

cr3+ (aq) + 3e− → cr (s)

−0,74

Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s)

−0,44

sn2+ (aq) + 2e− → sn (s)

−0,14

2h+ (aq) + 2e− → h2 (g)

0,00

cu2+ (aq) + 2e− → cu (s)

+0,34

Fe3+ (aq) + e− → Fe2+ (s)

+0,77

a. a quale semireazione di riduzione presente in tabella si fa riferimento per calcolare i potenziali standard? b. definisci l’espressione agente ossidante e stabilisci il più forte ossidante tra quelli presenti in tabella. c. considera i potenziali standard di riduzione delle seguenti semireazioni. scrivi e bilancia la reazione completa e scrivi il diagramma di cella. Semireazione di riduzione

E° (V)

cr3+ (aq) + 3e− → cr (s)

−0,74

Fe3+ (aq) + e− → Fe2+ (aq)

+0,77

d. Osserva il disegno e descrivi il flusso di elettroni nella seguente cella. V Pt (s)

Cr (s) Y

72 ARGOMENTA E CALCOLA immagina di costruire una pila daniell con un elettrodo di zinco di massa 12,0 g e uno di rame di 15,0 g. i potenziali standard di riduzione sono: • E° (cu2+/cu) = +0,34V • E° (zn2+/zn) = −0,76 V a. Quale dei due elettrodi aumenterà in massa? e perché? b. calcola l’incremento in massa dell’elettrodo quando passa una corrente di 0,4 a per 3 giorni. c. scrivi la configurazione elettronica dei due elementi, rame e zinco. d. considera i valori di energia di prima e seconda ionizzazione per i due metalli: Elemento

Ei1 (kJ/mol)

Ei2 (kJ/mol)

zn

906,4

1733,3

cu

745,5

1957,9

• che cosa si intende per energia di ionizzazione? • Quale dei due metalli necessita di minor energia per trasformarsi in ione (cu2+ e zn2+)? [b. 34,14 g]

430

Fe3+ (aq), Fe2+ (aq)

Cr3+ (aq)

e. calcola la forza elettromotrice della cella. f. la reazione è spontanea? g. identifica la parte della cella indicata con la lettera Y e descrivine la funzione. [e. 1,51 V]

74 PROBLEM SOLVING il professore in laboratorio ti chiede di preparare una soluzione di cloruro di argento (i) a partire da 1,00 g di sale in 532,00 dm3 d’acqua. a. scrivi e bilancia la reazione di dissociazione del sale. b. calcola il prodotto di solubilità (Kps) del cloruro d’argento (i). c. il valore reale del Kps tabulato è 1,77 · 10−10. Quello ottenuto dai tuoi calcoli è un valore preciso o accurato? d. ipotizza la spontaneità della reazione redox: ag (s) + cu+ (aq) → ag+ (aq) + cu (s) e calcola la forza elettromotrice, sapendo che i potenziali standard di riduzione sono: • E° (ag+/ag) = +0,80 V • E° (cu+/cu) = +0,52 V [b. 1,72 · 10−10; d. −0,28 V]

13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

75 ARGOMENTA E CALCOLA in un magazzino chimico ci sono 45,0 l di una soluzione acquosa di cloruro di nichel (ii) 1,0 m. Per trasportare la soluzione si hanno a disposizione 4 contenitori metallici costituiti da: alluminio, stagno, zinco e piombo.

a. scrivi la formula del cloruro di nichel. b. scrivi la reazione di dissociazione del sale. c. calcola la massa di cloruro di nichel presente in soluzione e quella di ciascuno ione. d. scrivi le quattro reazioni di ossidazione dei metalli che costituiscono i contenitori. e. la soluzione acquosa di cloruro di nichel, per essere trasportata senza pericolo, non deve corrodere il contenitore, cioè lo ione nichel (ni2+) deve rimanere tale e non ridursi, altrimenti favorirebbe l’ossidazione del contenitore, che porterebbe in soluzione gli ioni al3+, sn2+, zn2+, Pb2+ con conseguente corrosione delle pareti. considera i potenziali di riduzione delle specie chimiche coinvolte sapendo che E°(ni2+/ni) = −0,257 V e individua i contenitori sicuri. Contenitore alluminio

E° (al3+/ al) = −1,66 V

Contenitore stagno

E° (sn2+/sn) = −0,137 V

Contenitore zinco

E° (zn2+/zn) = −0,76 V

Contenitore piombo

E° (Pb2+/ Pb) = −0,126 V

f. scrivi le reazioni che porterebbero alla corrosione del contenitore metallico. [c. m(nicl2) = 5,83 · 103 g; m(ni2+) = 2,64 · 103 g; m(cl−) = 3,19 · 103 g]

76 ARGOMENTA E CALCOLA supponi di immergere in una soluzione 1 m di solfato di argento (ag2sO4) tre oggetti: uno d’oro (au), uno di rame (cu) e uno di alluminio (al). a. scrivi la reazione di dissociazione del solfato di argento. b. considera il potenziale di riduzione dello ione argento (ag+) e confrontalo con quello dei tre metalli. Quale metallo tra oro, rame e alluminio sarà corroso dalla soluzione? motiva la tua scelta. E° (ag+/ag) = +0,80 V E° (cu2+/cu) = +0,34 V E° (al3+/Al) = −1,66 V E° (au3+/au) = +1,498 V c. scrivi le due reazioni redox che determinano la corrosione dei metalli e calcola la forza elettromotrice di entrambe le reazioni. d. Per quale ragione l’oro (au) non è corroso? [c. cu: ∆E = 0,46 V; al: ∆E = 2,46 V]

77 ARGOMENTA disegna sul quaderno due semicelle utilizzando le seguenti informazioni. Poi rispondi alle domande. • nella prima semicella è presente una lamina di zinco metallico immersa in una soluzione acquosa di solfato di zinco (znsO4). • nella seconda semicella, una lamina di rame metallico è immersa in una soluzione di solfato di rame (cusO4). • le due semicelle sono unite da un ponte salino. • i potenziali standard di riduzione sono E°(cu2+/cu) = +0,34 V e E°(zn2+/zn) = −0,76 V. a. che cos’è la forza elettromotrice (f.e.m.) e come si calcola? b. È possibile misurare direttamente il potenziale di un singolo elettrodo? c. Per quale ragione si usa l’elettrodo standard? d. Quali potenziali sono presi come riferimento, quelli di ossidazione o quelli di riduzione? e. Quali informazioni ci forniscono i dati dei potenziali standard di riduzione?

78 ARGOMENTA E CALCOLA il ferro è estratto prevalentemente dall’ematite (Fe2O3) e dalla magnetite (Fe3O4), per riduzione con carbonio alla temperatura di circa 2000 °c. le reazioni che hanno luogo durante il processo sono le seguenti: il carbon coke (carbonio) reagisce con l’ossigeno dell’aria producendo monossido di carbonio; il monossido di carbonio riduce il minerale ferroso, per esempio l’ematite, producendo diossido di carbonio e ferro. a. calcola la percentuale di ferro nell’ematite e nella magnetite. b. scrivi e bilancia le due reazioni che portano alla produzione (estrazione) di ferro. il minerale utilizzato è l’ematite. c. nella prima reazione, quella tra carbonio e ossigeno, quale elemento si ossida e quale si riduce? d. nella seconda reazione, quale elemento si ossida e quale si riduce? e. ipotizza di far reagire 120,0 g di carbonio con ossigeno in eccesso. Quanto monossido di carbonio si sviluppa? se facessimo reagire il monossido di carbonio ottenuto con 100,0 g di Fe2O3, quanto ferro otterremmo? f. immagina di dover preparare una cella galvanica a partire dalle seguenti semireazioni: Fe3+ (aq) + e− → Fe2+ (aq)

E° = +0,77 V

zn2+ (aq) + 2e− → zn (s)

E° = −0,76 V

Qual è la reazione redox spontanea? [a. %Fe(Fe2O3) = 69,95%; %Fe(Fe3O4) = 72,36%; e. m(cO) = 280,1 g; m(Fe) = 69,92 g]

79 ARGOMENTA E CALCOLA il ferro con l’ossigeno e l’acqua forma l’idrossido di ferro (ii), che genera il triidrossido di ferro, se esposto all’aria (O2) e all’acqua. a. scrivi le due reazioni che portano alla formazione degli idrossidi di ferro. non è il caso di bilanciarle. b. la reazione che porta alla formazione della ruggine e quindi alla corrosione del metallo è la seguente: 2Fe(Oh)3 (s) → Fe2O3 · h2O (s) + h2O (l) un contadino distratto lascia la sua carriola piena d’acqua esposta alle intemperie. sapendo che la velocità di corrosione del metallo è 6,50 · 10−5 cm di spessore/giorno, in quanti giorni la carriola ridurrà il suo spessore di 0,50 mm? ipotizza che la corrosione avvenga in modo uniforme su tutte le pareti della carriola. [b. 769 giorni]

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Rafforzare i mezzi di attuazione e rinnovare il partenariato mondiale per lo sviluppo sostenibile 17.16 Intensificare (…) collaborazioni plurilaterali che sviluppino e condividano la conoscenza, le competenze, le risorse tecnologiche e finanziarie, per raggiungere gli obiettivi per lo Sviluppo Sostenibile (…).

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SENTIERI Il progetto SENTIERI, acronimo di Studio Epidemiologico Nazionale dei Territori e degli Insediamenti Esposti a Rischio da Inquinamento, è un’indagine che garantisce una permanente sorveglianza epidemiologica della popolazione residente in 45 aree locali, definite dal Ministero dell’Ambiente Siti di Interesse Nazionale per le bonifiche (SIN). L’epidemiologia è la disciplina medica che studia la distribuzione e la frequenza delle malattie e degli eventi di rilevanza sanitaria nella popolazione ed è quel settore scientifico che analizza le possibili cause, il decorso e le conseguenze delle patologie attraverso la statistica. La recente classificazione dei siti, aggiornata dal Ministero dell’Ambiente e della Tutela del Territorio e del Mare (MATTM), ha definito i SIN in base alle seguenti possibili sorgenti di contaminazione: raffinerie, impianti chimici integrati, acciaierie, attività produttive ed estrattive di amianto. Il monitoraggio delle popolazioni residenti in queste aree fa registrare un numero anomalo di patologie specifiche, conseguente a una continuativa esposizione a sostanze inquinanti di natura chimica, fisica e biologica. Nato nel 2006, nell’ambito del Programma strategico nazionale Ambiente e salute, coordinato dall’Istituto Superiore di Sanità e finanziato dal Ministero della Salute, SENTIERI ha i seguenti principali obiettivi: • analizzare il profilo di salute della popolazione, considerando i dati relativi alla mortalità, ai ricoveri ospedalieri, all’incidenza dei tumori, alle malformazioni congenite;

• valutare lo stato di salute delle fasce più vulnerabili, quali i bambini e gli adolescenti; • individuare le principali patologie da sottoporre a sorveglianza in relazione ai fattori di rischio ambientali che caratterizzano ciascun sito; • monitorare nel tempo l’evoluzione del profilo della salute delle popolazioni, permettendo di valutare l’implementazione di azioni preventive di risanamento ambientale; • offrire indicazioni di sanità pubblica. In Europa la situazione non è migliore: 342 000 siti risultano contaminati dalle attività industriali. La contaminazione di queste aree è riferita in particolare al suolo e all’acqua, che rappresentano le principali sorgenti di inquinamento. È interessante notare come la qualità dell’aria non rientri tra i parametri individuati per caratterizzare questi siti: includendola, il numero di aree pericolose probabilmente sensibilmente aumenterebbe. Pietro Comba, Ivano Iavarone (Istituto Superiore di Sanità) e Aldo Di Benedetto (Ministero della Salute) dichiarano nella prefazione del V Rapporto “SENTIERI, dal contesto italiano all’istituzione di un network internazionale”: «Appare dunque urgente promuovere il coordinamento e la collaborazione tra i ricercatori, gli operatori dei settori ambientale e sanitario, i policy maker, gli esperti del settore economico, per identificare strategie comuni a livello europeo al fine di affrontare il problema dei siti contaminati in modo armonico, integrato e sistematico». LO SAPETE CHE…? • … la sesta conferenza ministeriale ambiente e salute dei 53 Paesi della regione europea dell’Organizzazione mondiale della sanità (Oms), svoltasi a Ostrava, repubblica ceca (13-15 giugno 2017), ha incluso per la prima volta il tema dei siti contaminati fra le priorità di sanità pubblica. • … grazie al sostegno del centro europeo ambiente e salute dell’Oms (WHO - European Centre for Environment and Health - ECEH, Bonn, Germany), nel 2015, è stata avviata la cOst Action denominata Industrially Contaminated Sites and Health Network, cioè un gruppo di lavoro con l’obiettivo di supportare la cooperazione trans-nazionale, sostenere la raccolta di dati e informazioni rilevanti, stimolare lo sviluppo di metodologie condivise, promuovere iniziative di ricerca multidisciplinare e produrre documenti sulla valutazione, sulla gestione e sulla comunicazione del rischio, riducendo il divario tra le acquisizioni scientifiche, le richieste di salute della società civile e le decisioni della politica.

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13 OssidOriduziOni ed elettrOchimica

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 l’elettrolisi è un processo che sfrutta l’energia: A B C D

elettrica per fare avvenire reazioni redox spontanee. elettrica per fare avvenire reazioni redox non spontanee. chimica per fare avvenire reazioni redox non spontanee. chimica per fare avvenire reazioni redox spontanee.

2 i riducenti forti sono le specie che hanno una: A B C D

forte tendenza a dare la semireazione di riduzione. debole tendenza a dare la semireazione di ossidazione. forte tendenza a dare la semireazione di combustione. forte tendenza a dare la semireazione di ossidazione.

A elettroni ceduti deve essere uguale al numero totale di protoni acquistati. B elettroni ceduti deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati. C protoni ceduti deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati. D elettroni ceduti deve essere diverso dal numero totale di elettroni acquistati.

4 in una reazione redox si verifica un trasferimento di: C ioni. D ioni idrossido.

5 un elemento si ossida quando: A B C D

cede un elettrone. cede uno o più elettroni. acquista un elettrone. acquista uno o più elettroni.

6 l’agente ossidante è la specie chimica che tende: A B C D

ad accettare un solo elettrone. a cedere un solo elettrone. a cedere elettroni. ad accettare elettroni.

7 la legge di conservazione della carica prevede che il numero totale di: A ioni positivi acquistati dagli atomi che partecipano alla reazione sia uguale al numero complessivo degli ioni negativi ceduti. B elettroni acquistati dagli atomi che partecipano alla reazione sia uguale al numero complessivo degli ioni idrossido ceduti. C elettroni ceduti dagli atomi che partecipano alla reazione sia uguale al numero complessivo degli ioni idrossido acquistati. D elettroni ceduti dagli atomi che partecipano alla reazione sia uguale al numero complessivo degli elettroni acquistati.

8 la riduzione comporta sempre: A B C D

A B C D

due elettrodi, un elettrolita e un circuito. un elettrodo e un elettrolita. tre elettrodi, un elettrolita e un circuito. tre elettrodi e un circuito.

VERIFICA INTERATTIVA

11 l’elettrodo dove avviene l’ossidazione è chiamato: A B C D

catodo. elettrodo di riferimento. anodo. diagramma di cella.

12 in chimica la differenza di potenziale elettrico è chiamata:

3 in una redox il numero totale di:

A elettroni. B protoni.

10 le celle galvaniche sono sempre costituite da:

un aumento del numero atomico. una diminuzione del numero atomico. una diminuzione del numero di ossidazione. un aumento del numero di ossidazione.

9 Ogni semireazione è caratterizzata da una specie ossidata e da una specie ridotta, che insieme formano una coppia: C di elettroni. A acido-base. B redox. D di protoni.

A B C D

forza elettrica. forza ionica. quantità di moto. forza elettromotrice.

13 i potenziali definiti rispetto all’elettrodo standard a idrogeno sono chiamati: A potenziali di riduzione. B potenziali standard di riduzione. C potenziali di ossidazione. D esponenziali standard di riduzione.

14 Gli ossidanti forti sono le specie che hanno una: A B C D

forte tendenza a dare la semireazione di ossidazione. debole tendenza a dare la semireazione di riduzione. forte tendenza a dare la semireazione di combustione. forte tendenza a dare la semireazione di riduzione.

15 Per rappresentare una cella in modo schematico, si usa: A B C D

il diagramma di cella. il diaframma di cella. il diagramma a torta. la cella elettrolitica.

16 il ponte salino nelle celle elettrochimiche: A B C D

annulla la differenza di cariche positive. annulla la differenza di cariche negative. annulla la differenza di cariche. accentua la differenza di cariche.

17 l’ossidazione comporta: A una diminuzione del numero di ossidazione perché sono acquistati elettroni. B un aumento del numero di ossidazione perché sono ceduti protoni. C un aumento del numero atomico perché sono ceduti elettroni. D un aumento del numero di ossidazione perché sono ceduti elettroni.

18 la cella galvanica (o pila) è un dispositivo che utilizza l’energia: A cinetica di una reazione spontanea per generare energia elettrica. B potenziale di una reazione spontanea per generare energia elettrica. C chimica di una reazione redox spontanea per generare energia elettrica. D chimica di una reazione redox non spontanea per generare energia elettrica.

433

CAPITOLO

di 14 Cenni chimica organica CONTENUTI

1 La chimica del legame carbonio-carbonio 2 La rappresentazione delle molecole organiche 3 Gli idrocarburi 4 Gli alcani 5 Gli alcheni 6 Gli alchini 7 Gli idrocarburi aromatici

1

IN DIGITALE

La chimica del legame carbonio-carbonio

All’inizio del XIX secolo i chimici erano convinti che le molecole si dividessero in due importanti gruppi: quelle inorganiche, presenti nelle sostanze minerali, e quelle organiche, create dagli esseri viventi grazie alla loro “forza vitale”. La scienza, a quell’epoca, era giunta a individuare le proprietà di molte sostanze organiche e a definire alcune procedure per manipolare e trasformare questi composti: l’estrazione dell’alcol, degli zuccheri, delle sostanze medicamentose e dei composti per la concia delle pelli erano pratiche comuni e piuttosto consolidate. Nessuno scienziato però si era posto il problema di sintetizzare, cioè di riprodurre, queste molecole in laboratorio. Nel 1828, Friedrich Wöhler (1800-1882, Figura 1) per la prima volta sintetizzò l’urea, una sostanza contenuta nell’urina umana, per semplice riscaldamento di un sale inorganico, il cianato di ammonio (NH4CNO):

O NH4CNO cianato di ammonio

riscaldamento

↑ Figura 1

C H2N

NH2 urea

Nasceva così la chimica organica moderna.

434

14 Cenni di ChimiCa organiCa

La chimica organica è la branca della chimica che si occupa dei composti contenenti atomi di carbonio.

ENGLISH

chimica organica organic chemistry

La famiglia dei composti organici è vasta e variegata: a essa appartengono sia le molecole fondamentali per la vita di tutti gli organismi sia le sostanze utilizzate dall’industria chimica per la produzione di diversi manufatti, dai coloranti ai detergenti, dalle materie plastiche ai farmaci (Figura 2).

← Figura 2 Volendo trovare delle caratteristiche che accomunano tutte le sostanze organiche, potremmo affermare che: • tutti i composti organici contengono carbonio in quantità predominante rispetto agli altri elementi; • gli elementi diversi dal carbonio sono pochissimi: il primo fra tutti è l’idrogeno, seguono ossigeno, azoto, alogeni, fosforo, più raramente ferro, zolfo, magnesio e pochi altri.

Il carbonio e l’ibridazione degli orbitali Il carbonio è un elemento chimico molto versatile: forma fino a quattro legami covalenti a geometria tetraedrica; lega a sé altri atomi di carbonio per ottenere catene corte, lunghe, lineari, ramificate e chiuse ad anello; dà origine a strutture semplici e complesse con idrogeno, ossigeno, zolfo, azoto e altri elementi; genera molecole, chiamate isomeri, costituite dallo stesso numero di atomi con identica natura, ma disposti in modo differente. Per quale ragione, il carbonio è così versatile? La sua particolarità risiede nella capacità di modificare gli orbitali appartenenti al livello energetico di valenza, ibridandoli, cioè “mescolandoli” in modo da ottenere tre diverse ibridazioni chiamate sp3, sp2 ed sp.

Gli orbitali ibridi sp3

energia

2p

2p

2s

2s

1s

1s

promozione dell’elettrone



Per giustificare i quattro legami covalenti che il carbonio forma nelle molecole organiche, tutti identici per lunghezza (1,54 Å) e per energia (348 kJ/mol), è necessario ammettere che uno degli elettroni 2s2 del carbonio sia promosso nell’orbitale libero 2p, e che tale promozione porti alla formazione di quattro orbitali con elettroni spaiati (Figura 3).

sp3

1s ibridazione sp3

← Figura 3

435

Questi nuovi orbitali non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per un quarto le caratteristiche dell’orbitale 2s e per tre quarti le caratteristiche degli orbitali 2p. Ciò vale per l’energia dell’orbitale, che è inferiore a quella relativa agli orbitali 2p e superiore a quella relativa all’orbitale 2s, e per la forma: la probabilità di trovare i quattro elettroni è massima nelle direzioni che portano alla formazione di un tetraedro con angoli di 109,5° (Figura 4). z

z

x

y

x

orbitale s

z

y

x

orbitale px

z

y

x

orbitale py

y orbitale pz

ibridazione 109,5° sp3

sp3

sp3 sp3 sp3

sp3

sp3 sp3

← Figura 4 Gli orbitali ibridi sp3 sono orientati secondo angoli di 109,5°, cioè verso i vertici di un tetraedro.

Gli orbitali ibridi sp3 e il legame semplice I casi più comuni in cui il carbonio assume un’ibridazione sp3 sono quelli in cui si lega a un altro carbonio oppure a un idrogeno: con questi elementi il carbonio sp3 forma legami semplici di tipo σ (sigma), molto forti e piuttosto stabili, dati dalla sovrapposizione frontale degli orbitali atomici lungo l’asse che unisce i due nuclei degli atomi (Figura 5).

sovrapposizione assiale legame σ

C (Z = 6) → 1s2 2s2 2p2 H (Z = 1) → 1s1

H (Z = 1) → 1s1

H (Z = 1) → 1s1

Se all’atomo di carbonio con ibridazione sp3 si avvicinano i quattro atomi di idrogeno, la sovrapposizione dei quattro orbitali ibridi del carbonio con l’orbitale 1s dei quattro atomi di idrogeno porta alla formazione di quattro legami covalenti C H. Questi legami sono tutti leggermente polari: vista la maggiore elettronegatività del carbonio rispetto all’idrogeno, gli elettroni condivisi sono spostati verso l’atomo di carbonio.

436

legame sigma sigma bond

← Figura 5

Esaminiamo i legami che il carbonio forma con l’idrogeno e con un altro carbonio, rispettivamente nelle molecole del metano e dell’etano. La molecola del metano è formata da un atomo di carbonio centrale circondato da quattro idrogeni. Le configurazioni elettroniche degli elementi sono:

H (Z = 1) → 1s1

ENGLISH

14 Cenni di ChimiCa organiCa

La molecola del metano ha forma tetraedrica (Figura 6a), ma spesso per semplicità i legami sono indicati con trattini tra loro perpendicolari che uniscono il carbonio con l’idrogeno (Figura 6b). Quando invece si avvicinano tra loro due atomi di carbonio con ibridazione sp3, i due orbitali ibridi rivolti lungo l’asse di legame si sovrappongono per dare origine a un legame covalente omopolare C C di tipo σ, mentre gli altri orbitali ibridi restano a disposizione per formare legami di tipo σ con l’idrogeno, altri elementi, o con differenti atomi di carbonio. Nell’etano, di formula C2H6, ciascun carbonio forma quattro legami σ: uno con l’altro carbonio e tre con altrettanti atomi d’idrogeno (Figura 7). H

H

109,5°

C

H

H metano (CH4)

H b

H C

H

H

H

H

H

H

H C

a

H

H

↑ Figura 6

H C

C

C

H H H

H

H

H

H C C

legame semplice carbonio-carbonio

H H

Se prendiamo in considerazione molecole con più di due atomi di carbonio, per esempio cinque, vediamo che essi possono legarsi tra loro con legami σ in tre modi, formando catene lineari (Figura 8a), ramificate (Figura 8b) e cicliche (Figura 8c). Le molecole organiche in cui tutti i legami sono semplici sono anche dette sature, per differenziarle da quelle insature che, come vedremo, possiedono legami multipli.

C C σ

σ

C

σ

C

σ

C

σ

← Figura 7

ENGLISH

• molecole sature

saturated molecules

• molecule insature

unsaturated molecules

C

C

σ

C

H

C σ

σ

C C

C

C

a

b

C C

σ σ

C

C

C C

σ

C

C

C

σ

σ

C

C C

C

C

C

C C

c

↑ Figura 8

Gli orbitali ibridi sp2

energia

2p

2p

2s

2s

1s

1s

promozione dell’elettrone



L’atomo di carbonio può coinvolgere nell’ibridazione, oltre all’orbitale s, due orbitali p, per formare tre nuovi orbitali ibridi sp2. Avvenuta l’ibridazione, rimane un orbitale p non coinvolto nel processo (Figura 9).

2p sp2

1s ibridazione sp2

← Figura 9

437

Anche in questo secondo caso, i tre nuovi orbitali non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per un terzo le caratteristiche dell’orbitale 2s e per due terzi le caratteristiche degli orbitali 2p. I tre orbitali sp2, ognuno occupato da un solo elettrone, hanno la stessa forma degli sp3, ma si dirigono verso i vertici di un triangolo equilatero. Le molecole con questa ibridazione assumono una distribuzione spaziale trigonale planare, con angoli di 120° (Figura 10a). L’orbitale p non coinvolto assume una posizione perpendicolare rispetto al piano del triangolo formato dai tre orbitali ibridi sp2 (Figura 10b). 2p

piano formato dai tre orbitali ibridi

120° sp2

C

a

← Figura 10

b

Gli orbitali ibridi sp2 formano angoli di 120° tra loro e sono coplanari.

Gli orbitali ibridi sp2 e il legame doppio Quando si avvicinano due atomi di carbonio con ibridazione sp2, i due orbitali ibridi orientati lungo l’asse di legame si sovrappongono per dare origine a un legame covalente omopolare C C di tipo σ. I quattro orbitali ibridi (2 per ogni atomo di carbonio), non coinvolti nella precedente sovrapposizione, sono liberi di formare legami di tipo σ con l’idrogeno, altri elementi, o con differenti atomi di carbonio (Figura 11a). I due orbitali p (1 per ogni atomo di carbonio) che non hanno partecipato all’ibridazione e che sono perpendicolari al piano molecolare, si sovrappongono per formare un legame π (Figura 11b). H H

H C

C

C H

H

C

piano molecolare

H

H

a

← Figura 11 b

Il legame π è più corto e debole del legame σ, poiché la sovrapposizione degli orbitali p è inferiore a quella degli orbitali ibridi sp2. Inoltre il legame π è responsabile del doppio legame C C, che è generato dalla condivisione di 4 elettroni: 2 per il legame σ e due per il π. Questo legame è tipico dei composti chiamati comunemente insaturi che al loro interno presentano uno o più doppi legami.

Gli orbitali ibridi sp Nell’ibridazione sp sono coinvolti un orbitale s e un solo orbitale p (Figura 12). Il carbonio forma quindi due orbitali ibridi sp, ognuno occupato da un solo elettrone, le cui caratteristiche energetiche sono per metà quelle dell’orbitale 2s e per metà quelle dell’orbitale 2p. Nel processo non sono inclusi due orbitali p appartenenti allo strato di valenza, che risultano quindi liberi di formare altri legami.

438

legame pi greco pi bond

legame π

legame σ

H

ENGLISH

14 Cenni di ChimiCa organiCa

2p

2s

2s

1s

1s

2p



energia

2p

sp

1s

promozione dell’elettrone

← Figura 12

ibridazione sp

I due orbitali sp hanno forma simile ai precedenti (sp3 ed sp2), ma si orientano individuando un angolo di 180°. Le molecole con questa ibridazione assumono una distribuzione spaziale lineare. I due orbitali p non coinvolti sono perpendicolari tra loro e perpendicolari rispetto agli ibridi sp (Figura 13). p 180°

H p

C

C H

sp

← Figura 13

120 pm

Gli orbitali ibridi sp formano angoli di 180° tra loro e sono lineari.

Gli orbitali ibridi sp e il legame triplo Quando si avvicinano due atomi di carbonio con ibridazione sp, i due orbitali ibridi disposti lungo l’asse di legame si sovrappongono per dare origine a un legame covalente omopolare C C di tipo σ (Figura 14a). I due orbitali ibridi (1 per ogni atomo di carbonio), non coinvolti nella precedente sovrapposizione, sono liberi di formare legami di tipo σ con l’idrogeno, altri elementi, o con differenti atomi di carbonio. Infine, i quattro orbitali p (2 per ogni atomo di carbonio) si sovrappongono per formare due doppi legami (2 legami π, Figura 14b). L’insieme del legame σ (lungo l’asse di legame) e dei due legami π forma un triplo legame C C dato dalla condivisione di 6 elettroni: 2 per il legame σ e 4 per i due legami π. In questo secondo caso, i legami π danno origine al triplo legame che porta alla formazione di composti insaturi. legame π

180°

H C

H

C

C

H legame π

a

↑ Figura 14

b

1 di che cosa si occupa la chimica organica? 2 Fai degli esempi di sostanze organiche e inorganiche.

C

H

PREPARATI ALLA VERIFICA

3 Secondo quale geometria sono orientati gli orbitali sp3? 4 Quale tipo di legame formano gli orbitali sp2? e gli sp? motiva la tua risposta. 5 Che cosa distingue un composto saturo da uno insaturo?

439

2

La rappresentazione delle molecole organiche

Abbiamo studiato che i milioni di composti esistenti si rappresentano usando poco più di cento simboli opportunamente combinati, che corrispondono agli elementi della tavola periodica. Abbiamo anche imparato che le cose si complicano quando gli elementi si combinano tra loro per formare le molecole e che ogni composto è descritto da formule chimiche, le quali indicano quali e quanti elementi lo costituiscono: la formula minima definisce il rapporto minimo, espresso in numeri interi, tra gli atomi che costituiscono la molecola; la formula molecolare definisce il numero esatto di atomi e la natura degli elementi nella struttura. In chimica organica queste rappresentazioni sono spesso limitative, vista la necessità di descrivere nel dettaglio il modo in cui gli atomi si legano tra loro. Per tale ragione, le molecole organiche si possono rappresentare mediante la formula molecolare, indicando gli elementi che le costituiscono e il numero delle volte che l’atomo si ripete nella molecola (per esempio, CH4, C2H6, C6H6), oppure, preferibilmente, tramite le formule di struttura, che mettono in evidenza il modo in cui gli atomi sono legati tra loro. Queste ultime possono essere (Figura 15): • rappresentazioni di Lewis, che evidenziano tutti i legami chimici della struttura molecolare. Sono le formule più dettagliate, ma anche le più difficili da utilizzare quando si ha a che fare con molecole molto complesse; • formule razionali, che mostrano solo i legami carbonio-carbonio; • formule razionali condensate, in cui si riconoscono i gruppi atomici che si ripetono all’interno della struttura; • le formule topologiche, che individuano, mediante l’uso di segmenti, solo lo scheletro della catena formata da atomi di carbonio. Queste ultime sono le più schematiche e le più utilizzate dai chimici organici. H H H H H C C C C H

H H H H o anche

H H H H

H

C

C

C

C

CH3 CH2 CH2 CH3

H

razionale

H H H H

rappresentazione di Lewis

qui è sottinteso un gruppo CH3 nello scheletro ci sono 2 gruppi CH2

CH3(CH2)2CH3 condensata

qui è sottinteso un gruppo CH2 topologica

PROBLEMA SVOLTO

1 Rappresentare le molecole organiche mediante le formule di struttura Scrivi le formule di struttura della molecola organica C6H14. RISOLVI

analizza la formula molecolare del composto e utilizza le regole per la rappresentazione di Lewis: • scrivi il simbolo dell’elemento: C, h; • determina il numero di puntini che rappresentano gli elettroni, sapendo che il carbonio appartiene al quarto gruppo della tavola e ha quindi quattro elettroni nell’ultima orbita, mentre l’idrogeno ha un solo elettrone di valenza.

440

← Figura 15

14 Cenni di ChimiCa organiCa

1. Scrivi la rappresentazione di Lewis della molecola:

H H H H H H H C C C C C C H H H H H H H 2. Unendo gli elettroni di valenza dei 6 C e 14 h, ottieni la struttura finale di Lewis:

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

3. Scrivi la formula razionale: Ch3 Ch2 Ch2 Ch2 Ch2 Ch3 4. Scrivi la formula razionale condensata: Ch3 (Ch2)4 Ch3 in questo caso il gruppo Ch2 si ripete quattro volte all’interno della molecola. Fai attenzione! non è possibile condensare il gruppo iniziale e quello finale delle molecole, che devono essere sempre scritti per esteso. Sarebbe un errore scrivere la formula condensata nel seguente modo: (Ch3)2 (Ch2)4. 5. Scrivi la formula topologica:

C

C

C

C

C

C

in quest’ultima rappresentazione, gli atomi di idrogeno non sono indicati e gli atomi di carbonio sono collocati all’inizio e alla fine di ciascun segmento.

FAI PRATICA

2 Rappresenta attraverso le formule di struttura i seguenti composti organici: a. b. c. d.

C3H8 C10H22 C2H2 C4H9Cl

È importante sottolineare che le molecole non sono “piatte”, come sembrano suggerire le formule bidimensionali che abbiamo visto finora. La formula stereochimica (Figura 16a) rappresenta la semplice molecola del metano in maniera meno bidimensionale di quelle viste finora. Per avere un’idea della forma e del volume delle molecole occorre invece usare dei modelli molecolari: il modello “a palline e bastoncini” mostra i collegamenti tra gli atomi (Figura 16b), mentre il modello “a riempimento di spazio” dà un’idea della forma delle molecole (Figura 16c).

PREPARATI ALLA VERIFICA

H H

C

6 Spiega perché le formule minime e molecolari sono meno importanti in chimica organica.

H H

a

↑ Figura 16

109,5°

b

c

7 Qual è la differenza tra le formule di Lewis e le formule razionali?

441

3

Gli idrocarburi

In natura, gran parte del carbonio è assorbito dagli esseri viventi sotto forma di diossido di carbonio, trasformato in composti organici e poi restituito nuovamente all’ambiente come CO2. Il ciclo si attua in presenza di ossigeno. Negli ambienti privi di ossigeno, invece, le molecole organiche subiscono una trasformazione da parte dei batteri anaerobi che le trasformano in molecole più semplici, dette idrocarburi, costituite solo da carbonio e idrogeno. ENGLISH

Gli idrocarburi sono composti organici formati solo da carbonio e idrogeno.

idrocarburo hydrocarbon

Gli idrocarburi si classificano in: • alifatici, che possono essere aliciclici, cioè a catena lineare o ramificata, oppure ciclici, cioè a catena chiusa ad anello: H H H H H H C H

C C

C C

H H

H

C

H

H H H H H H

H

H

C

C

aliciclico, a catena lineare

H

C

C H

H

C

C

H

H

H

alifatici

H

ciclico

• aromatici, se presentano la struttura ad anello tipica del benzene, in cui si alternano legami semplici e doppi tra atomi di carbonio: H H

C C

H

C

C

H C C

H

H

H

H

H

H

H

aromatici

H

benzene (due formule equivalenti)

In base ai tipi di legami presenti tra gli atomi di carbonio, gli idrocarburi si dividono in alcani, alcheni, alchini e aromatici (Figura 17). Gli alcani contengono solo legami semplici C C; gli alcheni contengono legami doppi C C; gli alchini contengono legami tripli C C; gli aromatici, come abbiamo visto, contengono particolari sistemi ad anello. Introdurremo queste famiglie di composti organici nei prossimi paragrafi.

← Figura 17

IDROCARBURI (contengono solo C e H)

SATURI

alcani (solo legami semplici C C)

INSATURI

alcheni (legami doppi C C)

ALIFATICI

442

PREPARATI ALLA VERIFICA alchini (legami tripli C C)

aromatici

(anelli benzenici ecc.)

8 Come si classificano gli idrocarburi? 9 Qual è la differenza tra idrocarburi alifatici e aromatici?

14 Cenni di ChimiCa organiCa

4

Gli alcani

Gli alcani sono idrocarburi saturi, in cui gli atomi di carbonio hanno ibridazione sp3.

ENGLISH

alcano alkane

La formula generale di un alcano è: CnH2n+2, dove n indica il numero di atomi di carbonio nella molecola. La classe degli alcani costituisce una serie omologa, in cui ogni composto differisce da quello che lo segue, o lo precede, per un gruppo CH2 . La serie omologa è una classe di composti che differisce per una specifica unità strutturale. Nel caso degli alcani per il numero di gruppi CH2 .

IN DIGITALE

In più I cicloalcani

Osserviamo i seguenti composti: H H H H

C C

C

H H H H H

H H H

H

C C

C

H H H H H

C H

H

H H H H

C C

C

C

C H

H H H H H

Possiamo notare che ogni atomo di carbonio presenta sempre quattro legami: due con altri atomi di carbonio e due con atomi di idrogeno. Le estremità della catena fanno eccezione, perché il carbonio è circondato da tre idrogeni. Concentriamoci sul seguente alcano:

IN DIGITALE

In più Le proprietà fisiche di alcani e cicloalcani

H H H H H H

C C

C

C

C H

H H H H H

Esso è composto da cinque atomi di carbonio: ha due gruppi CH3, uno iniziale e uno finale, e nel mezzo tre gruppi CH2 . Come detto, il numero degli atomi d’idrogeno presenti è uguale al doppio degli atomi di carbonio, più due. La formula molecolare è perciò C5H12.

IN DIGITALE

In più Conformazioni e reattività degli alcani

PROBLEMA SVOLTO

3 Scrivere la formula molecolare degli alcani Scrivi la formula molecolare condensata dell’alcano con 14 atomi di carbonio. RISOLVI

applica la relazione: Cnh2n+2 molecola con 14 atomi di carbonio: C14h(2 · 14)+2 = C14h30 Formula di struttura condensata: Ch3(Ch2)12Ch3 È importante osservare che tutti gli alcani sono caratterizzati solo da C e h; presentano solo legami semplici; iniziano e terminano la catena con un gruppo ‒Ch3.

FAI PRATICA

4 Scrivi la formula molecolare degli alcani caratterizzati da 6, 9 e 20 atomi di carbonio e rappresenta la formula razionale di ciascun alcano.

443

La nomenclatura degli alcani Come per i nomi dei composti inorganici, anche per quelli delle sostanze organiche i chimici fanno riferimento alle regole IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), che permettono di attribuire uno specifico e univoco nome a ogni composto. Per assegnare il nome a un alcano è necessario anzitutto individuare se questo è lineare (Figura 18a) o ramificato (Figura 18b). CH3 CH3 CH a

CH2 CH

CH3

CH3

CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3

b

catena lineare

catena ramificata

← Figura 18

Gli alcani a catena lineare sono caratterizzati da una sola catena di atomi di carbonio. Per comporre il nome si unisce un prefisso che indica il numero di atomi di carbonio presenti nella molecola (Tabella 1) al suffisso -ano. In molti casi troveremo la lettera n (normale) prima del nome, che specifica la disposizione degli atomi di carbonio, lineare e non ramificata. prefisso numerico + suffisso -ano I primi quattro composti della serie fanno eccezione perché hanno un prefisso diverso (met-, et-, prop-, but-). Questa anomalia vale per tutta la nomenclatura organica. Atomi di carbonio della catena

Prefisso

Suffisso

Atomi di carbonio della catena

Prefisso

1C

met-

11 C

undec-

2C

et-

12 C

dodec-

3C

prop-

13 C

tridec-

4C

but-

14 C

tetradec-

5C

pent-

15 C

pentadec-

6C

es-

16 C

esadec-

7C

ept-

17 C

eptadec-

8C

ott-

18 C

ottadec-

9C

non-

19 C

nonadec-

10 C

dec-

20 C

eicos-

-ano

-ano

↑ Tabella 1 Prefissi e suffissi per l’assegnazione del nome alla catena principale (fino a 20 atomi di carbonio) di un alcano.

PROBLEMA SVOLTO

5 Assegnare il nome agli alcani a catena lineare Scrivi il nome dei seguenti alcani: C4H10 e C9H20 RISOLVI

Secondo le regole iUPaC, i due composti a catena lineare saranno denominati: Composto

Atomi di C

Prefisso

Suffisso

Nome IUPAC

C4h10

4

but-

-ano

butano (n-butano)

C9h20

9

non-

-ano

nonano (n-nonano)

FAI PRATICA

6 Assegna il nome ai seguenti alcani a catena lineare: C2H6, C5H12, C7H16.

444

Suffisso

VIDEO TUTORIAL

14 Cenni di ChimiCa organiCa

Gli alcani ramificati sono costituiti da una catena principale e da una o più catene laterali, chiamate radicali alchilici (gruppi alchilici). Questi gruppi possono essere indicati con la lettera R, che sostituisce la completa rappresentazione delle catene laterali. I radicali sono comunemente chiamati sostituenti, perché si sostituiscono a un atomo di idrogeno appartenente al carbonio della catena principale (Figura 19). Il nome dei radicali deriva dalla semplice sostituzione del suffisso -ano con -ile, mantenendo inalterato il prefisso (Tabella 2). I prefissi sec- (secondario) e ter- (terziario) indicano un carbonio legato ad altri due o tre, rispettivamente, atomi di carbonio. CH3

CH3

CH3 C CH2 CH

R CH3

R

CH3 C CH2 CH

CH3

CH3

R

Gruppo alchilico

Nome

Ch3

Ch3

metile

Ch3 Ch2

C2h5

etile

Ch3 Ch2 Ch2

C3h7

propile (o n-propile)

C3h7

iso-propile (1-metiletil)

C4h9

butile (o n-butile)

C4h9

sec-butile (1-metilpropil)

C4h9

iso-butile (2-metilpropil)

C4h9

ter-butile (2-metil-2-propil)

C5h11

pentile (o n-pentile)

CH3 CH

← Figura 19

CH3 Ch3 Ch2 Ch2 Ch2

CH3 CH2 CH CH3 CH3 CH

CH2

CH3 CH3 CH3 C CH3 Ch3 Ch2 Ch2 Ch2 Ch2

← Tabella 2 i principali gruppi alchilici.

Vediamo come si procede per assegnare il nome a un alcano ramificato. 1. Individuare la catena principale, quella che ha il maggior numero di atomi di carbonio. Se nel composto sono presenti due catene con lo stesso numero di atomi di carbonio, si sceglie quella con più ramificazioni. Nell’esempio, la catena principale è quella con 8 atomi di carbonio, in cui sono presenti 2 sostituenti. C C C C

C C

C

C C C

2. Assegnare il nome alla catena principale secondo le regole IUPAC. La catena principale formata da 8 atomi di carbonio ha come prefisso ott- e suffisso -ano; il nome della catena principale è quindi ottano.

445

3. Numerare la catena principale in modo che ai sostituenti sia assegnato il numero più basso possibile: la numerazione deve partire dall’estremità più vicina alle ramificazioni. C

1

C

C

2

C C 3

C

posizione 5

C

C

4

5

6

C

7

posizione 3

C

8

Se avessimo numerato gli atomi come nella formula che segue, i sostituenti si sarebbero trovati nelle posizioni 4 e 6 della catena principale. Dato che, per convenzione, i gruppi ‒R devono assumere la numerazione più bassa, corrispondente nel nostro caso alle posizioni 3 e 5, questa numerazione avrebbe portato a scrivere un nome errato. posizione 4

C

8

C

C

7

C C 6

posizione 6

C

5

C

4

C

3

C

2

C

1

4. Definire il nome e assegnare la posizione ai sostituenti. Se nella catena sono presenti più ramificazioni uguali, si assegna il prefisso di-, tri-, tetra-, penta- ecc. seguito dal nome del gruppo alchilico. Nell’esempio, il nome dei due sostituenti sarà 3,5-dimetil-, dove i numeri 3 e 5 segnalano la posizione dei sostituenti nella catena principale, il prefisso di- ne indica il numero e -metil- indica il nome dei gruppi alchilici. 5. Scrivere il nome dei sostituenti in ordine alfabetico, senza considerare i prefissi numerici (di-, tri-, tetra-), e poi quello della catena principale. C

i numeri indicano la posizione dei sostituenti

C C C

C C

C

3,5-dimetil-ottano C C

nome della catena pricipale

il prefisso di- indica il numero dei metili

il prefisso metil- indica che i sostituenti sono dei gruppi metilici

C

Il nome di un alcano ramificato è quindi composto dai seguenti elementi: • un numero riferito alla posizione del sostituente; • un prefisso che indica il numero di sostituenti uguali; • il nome del sostituente; • il nome della catena principale. Fai attenzione! I numeri sono separati da una virgola, mentre il trattino separa numeri e prefissi.

PROBLEMA SVOLTO

7 Assegnare il nome a un alcano Assegna il nome al seguente alcano:

CH2 CH3 CH3 CH2 CH

C

CH

CH3

CH3 CH3 CH2 CH2 CH3

446

14 Cenni di ChimiCa organiCa

individua la catena più lunga

RISOLVI

1. anzitutto, individua la catena principale: assegna i numeri degli atomi C

CH2 CH3 CH3 CH2 CH

CH

C

CH3

CH3 CH3 CH2 CH2 CH3

individua i sostituenti

La catena comprende 8 atomi di carbonio, quindi si tratta di un ottano. 2. assegna un numero a ogni atomo di carbonio della catena principale in modo che la numerazione del primo sostituente sia la più bassa possibile:

CH3 CH2 CH

1

2

CH

C

3

4

non

CH3

5

CH3 CH2 CH

8

7

7

6

C

5

CH

4

CH3

CH3 CH3 CH2 CH2 CH3

CH3 CH3 CH2 CH2 CH3 6

numerazione NON corretta (perché 4 > 3)

CH2 CH3

CH2 CH3

scrivi il nome

3

8

2

1

3. individua i gruppi alchilici sostituenti: un metile ( Ch3) in posizione 3, un metile e un etile ( Ch2Ch3) in posizione 4, un metile in posizione 5. dato che i gruppi metile sono tre, si possono raggruppare e indicare con il prefisso tri-: 4-etil-3,4,5-trimetilottano Fai attenzione! i sostituenti si scrivono in ordine alfabetico: 4-etil e poi 3, 4, 5-trimetil.

FAI PRATICA

8 Assegna il nome al seguente alcano:

CH3 CH2 CH3 CH3 CH2 CH2 CH

CH

CH

CH2 CH2 CH3

CH3 CH2 CH CH2 CH3

disegna la catena principale

PROBLEMA SVOLTO

9 Scrivere la formula di struttura di un alcano

individua i sostituenti

Scrivi la formula di struttura del 3-etil-2,4,5-trimetileptano. posiziona i sostituenti

RISOLVI

1. Scrivi gli atomi di carbonio della catena principale. in un eptano, ci sono 7 atomi di carbonio: controlla che ogni C abbia 4 legami

C C C C C C C 1

2

3

4

5

6

7

2. aggiungi i sostituenti nelle posizioni indicate dal nome: un etile ( Ch2Ch3) in posizione 3, tre gruppi metile ( Ch3) nelle posizioni 2, 4, 5. Poi completa la formula, scrivendo gli atomi h mancanti per ogni atomo di carbonio: Ch2 Ch3

Ch2 Ch3 C C C C C C C 1

2

3

4

5

Ch3 Ch3 Ch3

6

7

Ch3 Ch Ch Ch Ch Ch2 Ch3 Ch3

Ch3 Ch3

Controlla il risultato ogni atomo di carbonio forma quattro legami; la formula è corretta.

FAI PRATICA

10 Scrivi la formula di struttura del 2-metilpentano e del 3,4-dietil-2,3-dimetilottano.

PREPARATI ALLA VERIFICA 10 Qual è la formula generale degli alcani? 11 Qual è il prefisso da usare per assegnare il nome a un alcano con 6 atomi di carbonio? 12 Che cosa indica il termine metile? 13 Qual è il suffisso da usare nella nomenclatura degli alcani?

447

5

Gli alcheni

Gli alcheni sono idrocarburi insaturi, in cui alcuni atomi di carbonio presentano un’ibridazione sp2.

ENGLISH

alchene alkene

Nella catena idrocarburica sono quindi presenti uno o più doppi legami carboniocarbonio. A causa del doppio legame, un alchene contiene meno atomi di idrogeno rispetto all’alcano con lo stesso numero di atomi di carbonio. Gli alcheni con un solo doppio legame C C costituiscono una serie omologa, hanno formula generale CnH2n e sono anche chiamati olefine. L’alchene più semplice è l’etene, noto anche con il nome comune di etilene: H C2H4 H etene (o etilene)

H C C

H2C CH2 H

formula di struttura

formula condensata

modello molecolare

Alla famiglia degli alcheni appartengono altre molecole più complesse, che possono avere anche più di una insaturazione, cioè più di un doppio legame: in questi composti i legami doppi possono essere isolati, come nel caso del limonene (Figura 20a), oppure coniugati, cioè alternati, come nel caso del β-carotene (Figura 20b). a

b

← Figura 20 il β -carotene è la molecola del pigmento responsabile del colore delle albicocche. essa contiene un sistema coniugato di legami doppi carbonio-carbonio.

L’odore dei limoni è dovuto al limonene, un composto ciclico con doppi legami isolati, cioè non adiacenti, nello scheletro della molecola.

Gli alcheni sono usati nella sintesi industriale dei polimeri: il polietilene (cioè il polimero dell’etene) è utilizzato per produrre bottiglie, contenitori e altri oggetti di plastica (Figura 21). Gli alcheni possono anche essere classificati in base al numero di doppi legami C C: si chiamano dieni i composti con due doppi legami; trieni quelli con tre doppi legami. In generale, si chiamano polieni i composti con due o più doppi legami C C. La formula generale dei polieni è CnH(2n + 2) – 2k dove n è il numero di atomi C e k il numero di legami doppi.

448

IN DIGITALE

In più Isomerie, reattività e proprietà fisiche degli alcheni

← Figura 21

14 Cenni di ChimiCa organiCa

La nomenclatura degli alcheni La nomenclatura segue le stesse regole usate per gli alcani, con alcune precisazioni: • la catena base è la catena più lunga che contiene il maggior numero di legami doppi; in base al numero di atomi di carbonio si sceglie il prefisso (Tabella 1); • il suffisso per gli alcheni è -ene; • la catena deve essere numerata in modo da assegnare ai legami doppi il numero più piccolo possibile; se il doppio legame è equidistante dalle estremità della catena principale, la numerazione deve iniziare dall’estremità più vicina al primo sostituente; • la posizione di ogni legame doppio è indicata con un numero, che precede il nome; • se la catena contiene più di un legame doppio, si usano i prefissi: di-, tri- ecc. davanti al suffisso -ene. CH2 CH CH2 CH3 1 2 1-butene

3

4

CH3 CH2 CH2 CH CH CH3 6 5 2-esene

4

3

2

1

CH3

CH3

CH3 CH CH CH CH2 CH3

CH3 CH2 CH C CH2 CH3

1 2 3 2-metil-3-esene

6

4

5

6

5 4 3 3-metil-3-esene

2

1

CH2 CH CH2 CH CH2 1 2 3 1,4-pentadiene

4

5

CH3 CH CH CH CH CH CH2 7 6 5 1,3,5-eptatriene

4

3

2

1

La IUPAC riconosce i nomi vinile e allile, riferiti ai seguenti sostituenti: CH2 CH

CH2 CH CH2

gruppo vinile

gruppo allile

PROBLEMA SVOLTO

11 Assegnare il nome a un alchene Assegna il nome al seguente idrocarburo: CH3 C C

CH2 CH2 CH3

CH3 CH2 CH3

RISOLVI

1. indica la catena principale, cioè la catena più lunga che contiene il legame doppio, e numera gli atomi in modo che il legame C C abbia il valore più piccolo possibile: 1

2

3

CH3 C C

4

5

6

CH2 CH2 CH3

CH3 CH2 CH3

449

Per 6 atomi di carbonio, il prefisso è es-; dato che è presente un legame doppio carbonio-carbonio si tratta di un esene. 2. indica i sostituenti: 1

2

3

CH3 C C

4

5

6

CH2 CH2 CH3

CH3 CH2 CH3 metile etile

il legame doppio è in posizione 2, il metile in posizione 2 e l’etile in posizione 3; ora puoi completare il nome dell’alchene (citando i sostituenti in ordine alfabetico): 3-etil-2-metil-2-esene

Controlla il risultato i trattini separano i numeri dai nomi, il doppio legame e i sostituenti hanno il numero più basso possibile: il nome è corretto.

FAI PRATICA

12 Assegna il nome ai seguenti alcheni: CH3

a. CH3 CH CH CH CH CH2 CH3 CH2 CH3

b. CH3 CH2 H

C C

CH2 CH3 CH3

VIDEO TUTORIAL

PROBLEMA SVOLTO

13 Scrivere la formula di struttura di un alchene Scrivi la formula di struttura del 2-metil-2-butene. RISOLVI

1. Scrivi gli atomi di carbonio della catena principale. dato che il butene è formato da 4 atomi C, puoi collocare il legame doppio in posizione 2, come indicato dal nome (2-metil-2-butene): C C C C 1

2

3

4

2. aggiungi il sostituente metile ( Ch3) in posizione 2 e completa la formula con gli atomi h mancanti per ogni atomo di carbonio: Ch3 Ch3 C Ch Ch3 1

2

3

4

Controlla il risultato ogni atomo di carbonio forma quattro legami; la formula è corretta.

PREPARATI ALLA VERIFICA

FAI PRATICA

14 Qual è la formula generale degli alcheni?

14 Scrivi la formula di struttura dei seguenti alcheni:

15 Che cosa si intende per sistemi coniugati?

a. 2,4-dimetil-3-esene b. 2,4,4-trimetil-2-pentene

450

16 Che cos’è un diene?

14 Cenni di ChimiCa organiCa

6

Gli alchini

Gli alchini sono idrocarburi insaturi, in cui alcuni atomi di carbonio presentano un’ibridazione sp.

ENGLISH

alchini alkyne

Nella catena idrocarburica sono quindi presenti uno o più tripli legami carboniocarbonio: un legame triplo è formato da un legame σ e due legami π ed è più corto rispetto al legame doppio; in esso, sono coinvolti 6 elettroni e l’angolo di legame è di 180°. La formula generale degli alchini con una sola insaturazione è CnH2n−2. L’alchino più semplice è l’etino, detto anche acetilene, un gas utilizzato nelle saldature e nel taglio dei metalli (Figura 22). Gli alchini sono composti molto diffusi in natura e hanno importanti proprietà fisiologiche. C2H2

H

etino

C C

H

formula di struttura

CH CH formula condensata

modello molecolare

La nomenclatura degli alchini La nomenclatura degli alchini segue regole simili a quelle degli alcheni: • la catena base è la catena più lunga, che contiene il maggiore numero di legami tripli; in base al numero di atomi di carbonio si sceglie il prefisso (Tabella 1); • il suffisso per gli alchini è -ino; • la catena è numerata in modo da assegnare ai legami tripli il numero più piccolo possibile; • la posizione di ogni legame triplo si indica con un numero che precede il nome; si usano i prefissi: di-, tri- ecc. davanti al suffisso -ino, nel caso ci siano diversi legami tripli in una stessa molecola: H C C CH2 CH3

CH3 C C CH3

1 2 1-butino

1 2 3 2-butino

3

4

4

Gli alchini ramificati sono costituiti da una catena principale e da una o più catene laterali. Le regole IUPAC sono le stesse viste per gli alcani e gli alcheni, con l’avvertenza di assegnare la numerazione della catena in modo da attribuire al triplo legame il numero più basso possibile:

CH3 CH3 C C 1

2

3

CH3

CH2 CH 4

CH3

5

6

5-metil-2-esino

CH3 CH2 CH 7

6

5

PROBLEMA SVOLTO

Assegnare il nome a un alchino

IN DIGITALE

CH2 C C 4

3

2

CH3 1

In più Isomerie, proprietà fisiche e reattività degli alchini

5-metil-2-eptino

Nel caso in cui l’insaturazione sia equidistante dalle due estremità della catena, la numerazione deve iniziare dall’estremità più vicina al primo sostituente: CH3 CH3 CH2 C C CH CH3 6 5 4 3 2-metil-3-esino

↑ Figura 22

2

1

PREPARATI ALLA VERIFICA 17 Quali tipi di legami ci sono nella molecola di un alchino? 18 Qual è la formula generale degli alchini?

451

RIPASSA CON LA SINTESI AUDIOSINTESI

1

La chimica del legame carbonio-carbonio

La CHIMICA ORGANICA è la branca della chimica che si occupa dei composti contenenti nelle loro molecole atomi di carbonio. Tutte le sostanze organiche contengono carbonio in quantità predominante rispetto agli altri elementi. il CARBONIO è il più versatile tra gli elementi chimici. Questa caratteristica risiede negli orbitali appartenenti al livello energetico di valenza, che permettono all’elemento di dare origine a tre diverse ibridazioni: sp3, sp2 ed sp. H

legame π 109,5°

H

H C

H H

C H

H

C

piano molecolare

H

metano (CH4)

2

La rappresentazione delle molecole organiche

Le molecole organiche si possono rappresentare tramite la FORMULA MOLECOLARE, indicando gli elementi che le costituiscono e il numero delle volte che l’atomo si ripete nella molecola: Ch4, C2h6, C6h6; è preferibile usare le FORMULE DI STRUTTURA, che specificano il modo in cui gli atomi sono legati tra loro.

3

Gli idrocarburi

gli IDROCARBURI sono composti organici costituiti soltanto da carbonio e idrogeno. Questi composti sono classificati come: alifatici, a catena lineare, ramificata o ciclica (chiusa), e aromatici, che presentano la struttura ad anello tipica del benzene. Un idrocarburo è saturo se contiene solo legami semplici tra gli atomi di carbonio; è insaturo se contiene legami doppi o tripli tra atomi di carbonio.

4

Gli alcani

gli ALCANI sono idrocarburi saturi che costituiscono una serie omologa, cioè una classe di composti che differiscono per una specifica unità strutturale (nel caso degli alcani per il numero di Ch2). La formula generale degli alcani è CnH2n+2 dove n indica il numero di atomi di carbonio presenti nella molecola. Secondo la iUPaC il nome degli alcani a catena lineare (detti anche normal-alcani) è formato da due parti: prefisso + suffisso –ano. il nome degli alcani ramificati si costruisce a partire dalla catena principale, cioè la serie consecutiva più lunga di atomi di carbonio presente nella molecola.

5

Gli alcheni

gli ALCHENI sono idrocarburi insaturi con doppio legame carbonio-carbonio e con formula generale CnH2n. il suffisso per gli alcheni è -ene.

6

Gli alchini

gli ALCHINI sono idrocarburi insaturi con triplo legame carbonio-carbonio, la cui formula generale è CnH2n-2. il suffisso per gli alchini è -ino.

452

14 Cenni di ChimiCa organiCa IN DIGITALE

ORGANIZZA LE IDEE CON LA MAPPA

Mappa stampabile

CHIMICA ORGANICA studia i composti del CARBONIO che forma ORBITALI IBRIDI

sp3

sp2

sp

per dare

per dare

MOLECOLE SATURE

MOLECOLE INSATURE

che si rappresentano mediante

che formano IDROCARBURI

FORMULE MOLECOLARI FORMULE DI STRUTTURA

SATURI

INSATURI

ALCANI ALCHENI

ALCHINI

AROMATICI

453

ESEGUI GLI ESERCIZI VERSIONE INTERATTIVA

C O N O S C E N Z E / A B I L I TÀ 6 Scrivi nella tabella a quale molecola (a, B, C, d) corrisponde il

1 La chimica del legame carbonio-carbonio

tipo di formula di struttura. A Ch3(Ch2)10Ch3

1 Vero o falso? A La chimica organica nasce nel 1828, quando il chimico tedesco Friedrich Wöhler riuscì per la prima volta a sintetizzare l’urea, una sostanza contenuta nell’urina dei mammiferi. B La chimica organica si occupa dei composti del carbonio. È la chimica del legame carbonio-ossigeno. C Le molecole organiche hanno in genere una struttura principale formata da una catena di atomi di carbonio legati tra loro. Lo scheletro di carbonio è legato con gli atomi di altri elementi: idrogeno, azoto, ossigeno, fosforo e pochi altri.

CH3 CH

CH2 CH3

CH3

B

H H H H H H H C C C C C C H H H H H H H

C D

2 indica se l’atomo (o gli atomi) di carbonio è ibridato sp , sp 3

o sp. A C o B C C C o

2

Formula di struttura D

C o

E

oh C C C C C C

rappresentazione di Lewis

nh2 una ibridazione sp3, sp2 o sp. L’acido fumarico è presente nella frutta e nella verdura e ha la seguente struttura molecolare:

H HO

C

C

O

O C

C

OH

H

4 Qual è l’ibridazione dell’atomo di carbonio evidenziato in rosso? A Ch3 Ch2 Ch2 Ch2 Ch2 Cl B h2C Ch Cl C Ch2 Cl Br Ch3

tipo di formula di struttura.

C Ch3‒Ch2‒Ch2‒Ch2‒Ch3 D Ch3(Ch2)2Ch3

rappresentazione razionale condensata rappresentazione topologica

454

8 rappresenta le seguenti molecole organiche con le formule di Lewis. A C4h10

B C6h14

C C2h6

C C7h16

3 Gli idrocarburi A gli idrocarburi possono essere aliciclici, cioè a catena lineare o ramificata, oppure ciclici, cioè a catena chiusa ad anello. B gli idrocarburi aromatici presentano la struttura tipica del metano, in cui si alternano legami semplici e doppi tra atomi di carbonio.

H C H H

rappresentazione razionale

idrogeno la formula di struttura delle seguenti molecole organiche. A C C C B C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C

10 Vero o falso?

B

rappresentazione di Lewis

7 Completa con il corretto numero di legami e di atomi di

razionale e topologica. A C9h20 B C12h26

5 Scrivi nella tabella a quale molecola (a, B, C, d) corrisponde il

Formula di struttura

rappresentazione topologica

9 rappresenta le seguenti molecole organiche con le formule

2 La rappresentazione delle molecole organiche

H

rappresentazione razionale rappresentazione razionale condensata

3 determina se gli atomi di carbonio dell’acido fumarico hanno

A

Molecola

Molecola

4 Gli alcani 11 individua la formula molecolare e assegna il nome ai seguenti alcani lineari. A C14h… → .............................................................. B C17h… → .............................................................. C C6h… → .............................................................. D C20h… → ..............................................................

14 Cenni di ChimiCa organiCa

12 Completa l’immagine inserendo solo le informazioni corrette: sp, sp2, sp3; legame sigma (σ), pi greco (π); legame singolo, doppio, triplo. ibridazione ……………

5 Gli alcheni 19 Completa la tabella assegnando la formula generale ai seguenti idrocarburi insaturi.

ibridazione ……………

Alchene

H

H

H

H C

H

H C

H

H

C

H

H

13 Completa la formula molecolare dei seguenti alcani. A C5h… B C8h…

C C10h… D Ch…

E C22h… F C25h…

14 Scrivi la formula molecolare e di struttura dei seguenti alcani lineari. Alcano

Formula generale

………………

………………

Formula molecolare

Formula di struttura condensata

undecano esadecano nonadecano

20 Vero o falso? A gli alcheni sono idrocarburi saturi in cui non sono mai presenti doppi legami carbonio-carbonio. B gli alcheni con un solo doppio legame carbonio-carbonio costituiscono una serie omologa; hanno formula generale Cnh2n e sono anche chiamati olefine. C Un sistema coniugato di legami doppi carbonio-carbonio è una catena in cui si alternano legami semplici e legami doppi tra atomi di carbonio. D Si chiamano polieni i composti con due o più doppi legami C C.

21 assegna il nome ai seguenti alcheni. 15 Scrivi la formula di struttura a partire dai nomi dei seguenti alcani. A 2-metilpentano B n-ottano C etano

D 4-etildecano E isobutano F 3-etil-5-metileptano

16 assegna il nome ai seguenti alcani.

CH3CH2CH CCH2CH3

CH3

CH2CH3

CH3CH2CH CH CH2CH CH2CH3 CH3 C CH3CH2CH CH2CH2CH3

CH CH3 CH3 D

CH3 CH3CH2CCH3 CH3

→

..............................................

→

..............................................

→

..............................................

CH3CH CCH2CH2CH3 CH3

B

A Ch3Ch2Ch2Ch2Ch2Ch2Ch2Ch3 B

CH3

A

CH3C C CH3 C

H3C CH3

6 Gli alchini 22 Vero o falso? A La formula generale degli alchini è Cnh2n+2, dove n indica il numero di atomi di carbonio nella molecola. B gli atomi di carbonio coinvolti nel legame triplo hanno una ibridazione sp.

23 Scrivi la formula di struttura dei seguenti alchini. A 3,3-dimetil-1-butino B 2-pentino

C 4-etil-4-metil-2-eptino

17 indica quale nome non è corretto nelle seguenti coppie di

24 assegna il nome al seguente alchino.

alcani. Poi scrivi sul quaderno la formula di struttura del composto corretto. A 2-dimetilbutano 2,2-dimetilbutano B 2,4-dimetilesano 2-etil-4-metil-pentano

CH3CH2CH CH2C CCH2CH2CH3

18 Scrivi sul quaderno la formula di struttura condensata dei seguenti alcani. A n-eptadecano B n-ottadecano C n-nonadecano D n-eicosano

CH3

25 Completa la tabella inserendo il pedice corretto nella formula generale e disegna le corrette formule di struttura, sistemando il triplo legame in posizione 3. Composto

Formule razionali

Formule Topologiche

C6h… C9h…

455

COMPETENZE 26 ARGOMENTA Leggi il testo, inserisci i termini mancanti e completa lo schema individuando le classi che appartengono al gruppo degli idrocarburi. ramificata, carbonio, periodo, ciclica, elettroni, semplici, tripli, carbonio, idrogeno, idrocarburi, quattro, aromatici, alifatici, lineare, periferico, organiche, doppi La chimica organica studia i composti del ....................................... , la cui importanza pratica è immensa. Basti ricordare le medicine, le vernici, i derivati del petrolio e i composti fondamentali alla vita, quali zuccheri, grassi, proteine e acidi nucleici. Se rivolgiamo uno sguardo alla tavola periodica, possiamo notare che l’atomo del carbonio appartiene al secondo ............................................... , e che il carbonio possiede quattro ............................................. , nel suo livello ....................................... . L’enorme capacità di costituire più composti è proprio legata ai ............................................ elettroni di valenza, che possono formare legami covalenti ............................. ............ , ........................................ e ....................................... . alcune strutture ....................................... subiscono una particolare trasformazione, in cui i batteri anaerobi, cioè quelli che operano in assenza d’ossigeno, attaccano le molecole organiche complesse, trasformandole in strutture più semplici, costituite esclusivamente da ............................................ e .......................................... . il risultato di questo millenario processo di trasformazione ha portato alla formazione degli ..................................... . gli idrocarburi si classificano in ....................... ................ , a catena ........................................... , ........................................... , o .......................................... , (chiusa), e in ........................................... , che presentano la struttura ad anello tipica del benzene.

IDROCARBURI

27 ARGOMENTA E CALCOLA il licopene, molecola che in parte determina la colorazione rossa di alcune verdure, è presente soprattutto nel pomodoro, nell’anguria, nel pompelmo rosa, nell’albicocca. Pomodori maturi possono contenere da 20 a oltre 70 mg di licopene per kg di prodotto fresco. Per le sue caratteristiche il licopene è considerato una molecola molto importante per il benessere dell’organismo umano, che però non è in grado di sintetizzarlo; per questo deve essere assunto tramite la dieta: oltre l’80% del licopene presente nel nostro corpo deriva dal consumo di pomodoro o di prodotti da esso derivati.

a. a quale gruppo di sostanze organiche appartiene il licopene? motiva la tua risposta. b. Che tipo di orbitali ibridi presentano le insaturazioni presenti nel licopene? descrivi brevemente la natura degli orbitali ibridi presenti. c. dalla formula di struttura topologica ricava la formula molecolare del composto. d. ipotizza di estrarre 30,0 mg di licopene da 1 kg di pomodori freschi. Calcola il numero di moli e molecole di licopene in 30,0 mg. e. Calcola la percentuale di ciascun elemento. [d. n = 5,59 · 10−5 mol; Np = 3,37 · 1019 molecole; e. %(C) = 89,48%; %(h) = 10,52%]

28 ARGOMENTA E CALCOLA il propano è un idrocarburo alifatico saturo. gas incolore, inodore, non tossico, brucia sviluppando una fiamma particolarmente luminosa. alla pressione normale liquefa −42,2 °C e allo stato liquido ha una densità di 0,493 g/cm3 (25 °C). a. Scrivi la formula molecolare e quella di struttura del propano. b. Scrivi e bilancia la reazione di combustione del propano all’aria.

29 ARGOMENTA E CALCOLA definisci la formula generale dei seguenti alcani, alcheni e alchini. Poi rispondi alle domande. Atomi di carbonio nel composto

Formula generale alcano

Formula generale alchene

Formula generale alchino

5 atomi di C 6 atomi di C 7 atomi di C 1 atomi di C a. degli idrocarburi in tabella, considera solo il metano: scrivi la formula di Lewis e la configurazione elettronica dei due elementi che lo costituiscono. Poi calcola la variazione di elettronegatività carbonio-idrogeno e ipotizza la natura del legame chimico, sapendo che: EC = 2,5; Eh = 2,1. b. Si fanno bruciare 3,00 kg di metano e 3,00 kg di eptano. Completa e bilancia le reazioni di combustione: Ch4 + o2 → .............................................. C7h16 + o2 → .............................................. Calcola il calore prodotto dalle due reazioni, sapendo che ∆H (Ch4) = −890,7 kJ/mol e ∆H (C7h16) = −4817 kJ/mol. [b. ∆H(Ch4) = −1,666 · 105 kJ; ∆H (C7h16) = −1,44 · 105 kJ]

456

14 Cenni di ChimiCa organiCa

30 CALCOLA Calcola l’entalpia di reazione quando sono bruciati

d. analizza il grafico e individua quale campione di whisky corrisponde alla soluzione 50,0% V/V, sapendo che la densità etanolo è 0,789 g/mL. Segnala inoltre quali campioni esplodono se bruciati con polvere da sparo e assegna il valore corrispondente di proof, anche approssimativo, per ogni campione.

31 ARGOMENTA E CALCOLA il metano (Ch4) è un gas naturale a elevato potere calorifico; non a caso è uno dei principali combustibili per il riscaldamento domestico. a. Qual è la geometria molecolare del metano? b. aiutandoti con le informazioni presenti nella tavola periodica, calcola la differenza di elettronegatività nel legame C h e definisci la natura dei legami. c. Scrivi e bilancia la reazione di combustione del metano. d. osserva la tabella, calcola la media dei prezzi del metano al metro cubo nell’anno 2019 e approssima il valore ottenuto a 4 cifre significative:

0,172910

ii 2019

0,217694

i 2019

0,291766

8 6 4 2 0

A

da sparo era anche aggiunta al whisky, poi bruciato: consumato l’alcol, il miscuglio esplodeva se non era troppo inquinato da acqua. nato in inghilterra nel XVii secolo, il termine proof indica la quantità di alcol etilico (Ch3Ch2oh) nelle bevande. La concentrazione minima di alcol necessaria per l’esplosione è 50,0%, soluzione nota come 100 proof. a. osserva la formula dell’alcol etilico (o etanolo) e rappresenta sul quaderno lo schema che porta all’ibridazione dei due atomi di carbonio.

H H

O C

H

C H

H

H

b. Considera i due atomi di carbonio centrali. L’estremità sinistra e destra della molecola che geometria assumono? Qual è l’ibridazione del carbonio a sinistra? c. aiutandoti con l’immagine, rappresenta sul quaderno la struttura attraverso le formule di Lewis.

D

E

reazioni di combustione si fa uso del triangolo del fuoco, un’immagine che riassume l’intero processo chimico.

ren mb u co

sco

32 LEGGI UN GRAFICO E ARGOMENTA in passato la polvere

C Campioni

e nn d’i

e. ammettiamo che il metano (a 20,0 °C e 1,00 atm) costi quanto hai valutato nel punto d. Quanto devi investire per scaldare 400,0 kg di acqua da 5,0 °C a 60,0 °C (cs (h2o) = 4,184 kJ/kg ∙ °C) sfruttando la reazione di combustione del metano? L’entalpia di combustione standard del metano è ∆H° = −890,3 kJ/mol. f. Saranno sufficienti 30,0 m3 d’aria per la combustione del metano che serve a scaldare i 400,0 kg d’acqua, sapendo che l’ossigeno è presente nell’aria al 20,9% in volume? Considera la densità dell’ossigeno pari a 1,429 kg/m3 a 20,0 °C. [b. ∆E =|2,55 − 2,20|= 0,35, legame covalente (leggermente) polare; d. 0,2275 €/m3; e. 0,566 €]

B

33 ARGOMENTA E CALCOLA Per capire la natura delle

te

iii 2019

10

te

Prezzo (€/m3)

12

fon

Quadrimestre

Concentrazione molare (g/L)

46,0 L di gas propano alla temperatura di 30,0 °C e alla pressione di 1,0 atm, sapendo che: • ∆H°f (propano) = −103,8 kJ/mol • ∆H°f (Co2) = −394,0 kJ/mol [−3,78 · 103 kJ] • ∆H°f (h2o) = −242,0 kJ/mol

combustibile

i lati del triangolo rappresentano i tre elementi necessari per far avvenire la combustione: 1. il combustibile, è una qualsiasi sostanza in grado di infiammarsi; 2. il comburente, è solitamente l’ossigeno; 3. l’innesco, è la fonte di calore che dà inizio alla reazione (scintilla, esplosione, innalzamento termico, ecc.) Le combustioni che si originano da sostanze che contengono carbonio e idrogeno, in aria formano acqua liquida, o vaporizzata e diossido di carbonio. Se però l’ambiente in cui avviene la combustione è povero di ossigeno, cioè non c’è aria a sufficienza, la reazione può essere incompleta, così al posto del diossido di carbonio, la reazione svilupperà monossido di carbonio. i combustibili gassosi più importanti sono senza dubbio il metano (Ch4), il propano (C3h8) e il butano (C4h10). a. La combustione di 1000 g di metano produce 2743 g di diossido di carbonio e 2245 g di vapor d’acqua. Scrivi l’equazione chimica corrispondente e calcola la quantità di ossigeno necessaria per far avvenire la reazione. b. 12,0 g di carbonio formano con l’ossigeno 44,0 g di diossido di carbonio e 28,0 g di monossido di carbonio. Scrivi le due reazioni e calcola: • quanti grammi di ossigeno reagiscono; • il rapporto di combinazione ossigeno-carbonio nelle due reazioni; • la percentuale di carbonio e ossigeno nei due composti. [a. 3988 g; b. 16,0 g; 2,66, 1,33; 2:1; Co: %(C) = 42,8%, %(o) = 57,2%; Co2: %(C) = 27,3%, %(o) = 72,7%]

457

Costruire un’infrastruttura resiliente e promuovere l’innovazione ed una industrializzazione equa, responsabile e sostenibile 9.4 Migliorare e riconfigurare in modo sostenibile le industrie, (…) adottando tecnologie e processi industriali più puliti e sani per l’ambiente (…).

VIDEO

Bioraffinerie Il settore industriale del gas e del petrolio entra prepotentemente nella vita di ogni giorno: i prodotti principali che puntellano la società moderna, fornendo energia all’industria, calore alle case, carburante, materie prime necessarie per produrre molti degli oggetti di uso quotidiano derivano quasi tutti dalle risorse fossili non rinnovabili. Secondo l’ultimo rapporto pubblicato dall’OPEC, Organization of the Petroleum Exporting Countries, la produzione mondiale di petrolio sta aumentando: il settore raggiungerà nuovi picchi record nei prossimi anni, in barba a qualsiasi impegno climatico globale per rallentare l’utilizzo dei combustibili fossili. 100 milioni di barili al giorno è il limite che l’OPEC stima possa essere superato nel 2019/2020, confermato, seppur leggermente al ribasso, dai 99 milioni di barili al giorno dichiarati nel rapporto annuale della British Petroleum (BP, 2018): ai record che, probabilmente, è destinato a essere battuto facilmente nei prossimi anni viste le previsioni illustrate nel grafico. Lo sfruttamento delle risorse non rinnovabili ha un impatto negativo sull’ambiente: la produzione e il rilascio dei gas serra e la scarsa biodegradabilità delle plastiche convenzionali, che si accumulano negli ambienti marini e terrestri, modificando in modo significativo gli ecosistemi, sono solo un esempio di tale sfruttamento. Negli ultimi decenni, la richiesta di soluzioni energetiche alternative al petrolio è stata forte e pressante. In questo nuovo contesto, nasce il concetto di bioraffinerie: impianti industriali in cui i classici prodotti petroliferi sono ottenuti a partire da matrici di origine biologica. L’obiettivo principale è quello di utilizzare le diverse componenti della biomassa, come amido, olio, cellulosa, lipidi, proteine, per

LO SAPETE CHE…?

Petrolio, la produzione e il consumo

• … le bioraffinerie territoriali integrate sono sistemi tecnologici flessibili che utilizzano una varietà di risorse, disponibili a livello locale, per ottenere una vasta gamma di prodotti biobased.

Produzione mondiale di petrolio (migliaia di barili al giorno)

100000

75000

50000 Produzione mondiale di petrolio (migliaia di barili al giorno)

25000

0 1985

Consumo mondiale di petrolio (migliaia di barili al giorno)

1990

1995

2000 Anni

fonte: British Petroleum

458

produrre composti a basso impatto ambientale: biodiesel, bioetanolo, biometano, bioplastiche, biolubrificanti e molto altro ancora. È possibile fare una classificazione delle bioraffinerie: • di prima generazione; si basano su biomasse amidacee (cereali, mais, patate), che derivano dalla filiera alimentare. Sono nate per la produzione di etanolo per fermentazione; • di seconda generazione, che si basano su biomasse lignocellulosiche e/o residuali. Sono più adattabili alle esigenze del mercato e sono in grado di fornire sciroppi di fruttosio, carburanti verdi, olio di mais, glutine e farina, fino ad arrivare alla produzione di bioplastiche; • di terza generazione, che dovrebbero essere le più simili alle classiche raffinerie di petrolio e utilizzare in modo indifferenziato biomasse agricole, forestali o rifiuti organici.

2005

2010

2015

• … la bioraffineria di Venezia, a Porto marghera (nella foto), è il primo esempio al mondo di riconversione di una raffineria convenzionale in bioraffineria. all’interno dello stabilimento si lavorano circa 360 000 tonnellate di oli vegetali all’anno, che dovrebbero diventare 560 000 a partire dal 2021. • … esiste una mini-raffineria batterica in italia capace di trasformare lo zucchero in butandiolo, un intermedio chimico finora ottenuto solo da fonti fossili, che ha una vasta gamma di applicazioni: dai tessuti elasticizzati alle scocche dei cellulari, passando per la componentistica delle auto.

14 Cenni di ChimiCa organiCa

VERIFICA LE CONOSCENZE 1 il carbonio è un elemento chimico molto versatile poiché forma fino a: A tre legami covalenti a geometria tetraedrica. B quattro legami covalenti a geometria tetraedrica. C due legami covalenti a geometria tetraedrica. D cinque legami covalenti a geometria tetraedrica.

2 Le formule topologiche mediante l’uso di: A segmenti, individuano solo lo scheletro della catena formata da atomi di idrogeno. B sfere, individuano solo lo scheletro della catena formata da atomi di carbonio. C puntini, individuano solo lo scheletro della catena formata da atomi di carbonio. D segmenti, individuano solo lo scheletro della catena formata da atomi di carbonio.

3 gli idrocarburi alifatici possono essere: A aliciclici, cioè a catena lineare o ramificata, oppure ciclici, cioè a catena chiusa ad anello. B ciclici, cioè a catena lineare o ramificata, oppure aciclici, cioè a catena chiusa ad anello. C aliciclici, cioè a catena chiusa o ramificata, oppure ciclici, cioè a catena lineare o ad anello. D aliciclici, cioè a catena ramificata, oppure ciclici, cioè a catena aperta o ad anello.

4 L’urea venne sintetizzata per la prima volta da: A Samuel Wöhler. B Fritz haber.

C Friedrich Wöhler. D Linus Pauling.

5 gli alcheni sono idrocarburi: A saturi, in cui alcuni atomi di carbonio presentano un’ibridazione sp. B insaturi, in cui alcuni atomi di carbonio presentano un’ibridazione sp2. C insaturi, in cui alcuni atomi di carbonio presentano un’ibridazione sp. D insaturi, in cui alcuni atomi di idrogeno presentano un’ibridazione sp2.

6 Tutti i composti organici contengono: A carbonio in quantità predominante; gli elementi diversi dal carbonio sono pochissimi. B idrogeno in quantità predominante; gli elementi diversi dall’idrogeno sono pochissimi. C ossigeno in quantità predominante; gli elementi diversi dall’ossigeno sono pochissimi. D carbonio in quantità minima; gli elementi diversi dal carbonio sono in numero molto elevato.

7 gli alcheni con un solo doppio legame carbonio-carbonio: A costituiscono una serie omologa e hanno formula generale Cnh2n B non costituiscono una serie omologa e hanno formula generale Cnh2n C costituiscono una serie omologa e hanno formula generale Cnh2n+2 D costituiscono una serie omologa e hanno formula generale Cnh2n−2

8 La formula generale di un alcano è: A Cnh2n–2 B Cn

C Cnh2n D Cnh2n+2

9 individua l’idrocarburo tra i seguenti composti. A Ch4 B Co2

C Co D h2Co3

VERIFICA INTERATTIVA

10 il prefisso tridec- prevede: A B C D

3 atomi di carbonio. 6 atomi di carbonio. 13 atomi di carbonio. 16 atomi di carbonio.

11 gli alcani sono idrocarburi che contengono solo legami: A B C D

doppi idrogeno-carbonio. semplici idrogeno-idrogeno. doppi carbonio-carbonio. semplici carbonio-carbonio.

12 Si chiamano dieni i composti con: A B C D

un doppio legame C C. due doppi legami C C. tre doppi legami C C. nessun doppio legame C C.

13 Le rappresentazioni di Lewis: A non evidenziano tutti i legami chimici della struttura molecolare. B evidenziano solo i legami chimici carbonio-carbonio della struttura molecolare. C evidenziano solo i legami chimici carbonio-idrogeno della struttura molecolare. D evidenziano tutti i legami chimici della struttura molecolare.

14 gli alchini sono idrocarburi: A saturi, in cui sono presenti uno o più legami tripli carbonio-carbonio. B insaturi, in cui sono presenti uno o più legami tripli carbonio-carbonio. C insaturi, in cui sono presenti uno o più legami doppi carbonio-carbonio. D saturi, in cui sono presenti uno o più legami semplici carbonio-carbonio.

15 Per assegnare il nome a un alcano è necessario, come prima cosa, individuare se il composto è: A lineare o ramificato. C aromatico o ramificato. B lineare o aromatico. D aromatico o ciclico.

16 gli orbitali ibridi sp3 sono: A tre nuovi orbitali che non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per 1/4 le caratteristiche dell’orbitale 2s e per 3/4 le caratteristiche degli orbitali 2p. B quattro nuovi orbitali che non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per 3/4 le caratteristiche dell’orbitale 2s e per 1/4 le caratteristiche degli orbitali 2p. C quattro nuovi orbitali che non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per 1/4 le caratteristiche dell’orbitale 2s e per 3/4 le caratteristiche degli orbitali 2p. D due nuovi orbitali che non appartengono più né alla categoria s né a quella p, perché hanno per 1/4 le caratteristiche dell’orbitale 2s e per 3/4 le caratteristiche degli orbitali 2p.

459

ALLENATI PER L’UNIVERSITÀ

CAPITOLI 12 - 13 - 14

Selezione di domande derivanti dai Test di Ammissione alle facoltà di Medicina e Odontoiatria, Veterinaria e Professioni sanitarie 1 nel volume totale di un litro sono sciolte 0,1 moli di nh3 e

0,1 moli di hCl. Sapendo che per nh3 pKb = 4,75, la soluzione risultante avrà un ph: A basico B neutro C acido D uguale a 7 E superiore a 7 Professioni Sanitarie, 2019

2 in una soluzione acquosa la concentrazione molare degli ioni oh è 5,8 · 10−9. Qual è il valore del ph della soluzione? A 8,2 B 5,8 C 9,8 D 4,2 E 6,1 Medicina e Odontoiatria, 2019

3 Quale delle seguenti soluzioni consente di neutralizzare 500 mL di una soluzione di Ca(oh)2 1 m? A 500 mL di h2So4 2 m B 500 mL di hCl 1 m C 250 mL di h2So4 1 m D 250 mL di hCl 4 m E 250 mL di hCl 2m Veterinaria, 2019

4 Se si aggiungono 500 mL di una soluzione di h2So4 0,05 m a 500 mL di una soluzione di naoh 0,08 m quale sarà il ph misurato a 25 °C? A 3,50 B 7,00 C 2,00 D 10,3 E 12,0 Medicina e Odontoiatria, 2018

5 il sistema tampone acido carbonico/bicarbonato contribuisce a mantenere costante il ph del sangue, secondo i seguenti equilibri: 2h2o + Co2 ↔ h2Co3 + h2o ↔ h3o+ + hCo3− Sapendo che l’iperventilazione può modificare il ph del sangue, per quale motivo essa provoca alcalosi? A eliminando più Co2 gli equilibri si spostano verso sinistra B eliminando più Co2 gli equilibri si spostano verso destra C o2 è una molecola basica D L’iperventilazione produce acido lattico E L’iperventilazione causa un aumento dell’o2 disciolto nel sangue Medicina e Odontoiatria, 2018

460

6 Se si fanno reagire un acido e una base monoprotici in quantità equimolecolari, la soluzione risultante: A dipende dalla forza relativa dell’acido e della base 1 B sarà acida C sarà neutra D dipende dalla concentrazione dell’acido e della base E sarà basica Professioni Sanitarie, 2018

7 Quale di queste coppie di composti costituisce un efficace sistema tampone? A hCl/naCl B hCooh/hCoona C h2So4/CaSo4 D Koh/KCl E Ch3Cooh/hCl Veterinaria, 2018

8 L’ammoniaca nh3 è in grado di accettare ioni h+ formando nh4+, quindi è: A una base secondo Brönsted e Lowry B un acido di Lewis C una base di Schiff D una base secondo arrhenius E un composto anfotero Medicina e Odontoiatria, 2017

9 Variando il valore di ph di una soluzione da 4 a 6 la concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione: A aumenta di 100 volte B si dimezza C diminuisce di 100 volte D diminuisce di 2 volte E aumenta di 2 volte Professioni Sanitarie, 2017

10 10 Feo+ mn → mno+ Fe rappresenta una reazione di: A B C D E

dissociazione condensazione doppio scambio ossidoriduzione neutralizzazione

Professioni Sanitarie, 2018

11 Quale delle seguenti combinazioni di coefficienti stechiometrici - a, b, c, d, e - deve essere utilizzata per bilanciare la reazione aCu + bhno3 → cCu(no3)2 + dno + eh2o? A a = 3; b = 8; c = 3; d = 2; e = 4 B a = 3; b = 6; c = 3; d = 2; e = 4 C a = 2; b = 8; c = 2; d = 4; e = 4 D a = 1; b = 3; c = 1; d = 1; e = 2 E a = 4; b = 6; c = 2; d = 2; e = 3 Medicina e Odontoiatria, 2019

aLLenaTi Per L’UniVerSiTÀ

12 Quale affermazione riferita alla seguente equazione chimica, che deve essere bilanciata, è corretta? mno2 + hCl → mnCl2 + Cl2 + h2o A Sono necessarie 4 moli di hCl per ogni mole di mno2 B Si formano 2 moli di Cl2 per ogni mole di mno2 C il cloro si riduce D il manganese è l’agente riducente E È una reazione di dismutazione Veterinaria, 2019

13 Quali sono i valori da attribuire ai coefficienti a, b, c per bilanciare correttamente la seguente reazione chimica? 3Cl2 + anaoh → bnaClo3 + cnaCl + 3h2o A a = 6; b = 1; c = 5 B a = 6; b = 2; c = 4 C a = 3; b = 2; c = 4 D a = 4; b = 1; c = 3 E a = 3; b = 1; c = 5 Medicina e Odontoiatria, 2018

14 nella reazione 2hno3 + 3h2S → 2no + 3S + 4h2o: A l’azoto si ossida mentre lo zolfo si riduce B l’azoto si riduce mentre lo zolfo non cambia numero di ossidazione C l’azoto non cambia numero di ossidazione mentre lo zolfo si ossida D l’azoto e lo zolfo non si ossidano né si riducono E l’azoto si riduce mentre lo zolfo si ossida Medicina e Odontoiatria, 2017

15 Si possono avere atomi di idrogeno quaternari in un alcano? A B C D E

no, mai Sì, sempre Sì, dipende dall’alcano considerato Sì, talvolta Sì, nel metano

Professioni Sanitarie, 2019

16 il legame chimico tra gli atomi di carbonio nell’etano è un legame di tipo: A covalente polare B ionico C dativo D covalente apolare E metallico Professioni Sanitarie, 2019

17 La formula semistrutturale Ch2 Ch2 è quella: A B C D E

dell’etilene del propilene dell’isobutilene del cicloesilene del ciclopentanofenantrene

Professioni Sanitarie, 2018

18 La chimica organica è la chimica: A B C D E

del carbonio dell’ossigeno dell’azoto dell’idrogeno del calcio

Professioni Sanitarie, 2018

19 Cosa si ottiene per combustione del metano? A B C D E

Co2 e o2 h 2 o e o2 Co2 e h2 Co2 e h2o Ch4 e o2

Professioni Sanitarie, 2017

20 indicare l’idrocarburo. A B C D E

C6h14 Ch3Ch2oh hCooCh2 Ch3oh Ch3Cooh

Professioni Sanitarie, 2017

21 Quale delle seguenti definizioni del petrolio è corretta? A B C D E

È un liquido di odore gradevole È facilmente estraibile È una miscela di idrocarburi È il prodotto della decomposizione di alberi È una miscela di gas

Professioni Sanitarie, 2018

22 Quale elemento si riduce nella reazione Zn + FeCl2 ⇄ ZnCl2 + Fe? A Lo zinco metallico B il cloro di FeCl2 C nessun elemento varia il proprio stato di ossidazione D il ferro di FeCl2 E il cloro di ZnCl2 Medicina e Odontoiatria, 2016

23 gli alcheni sono composti contenenti almeno un: A B C D E

doppio legame tra atomi di carbonio triplo legame tra atomi di carbonio doppio legame carbonio-azoto legame singolo tra atomi di carbonio triplo legame carbonio-azoto

Professioni sanitarie, 2017

24 miscelando quantità equimolari di ammoniaca e cloruro di ammonio in acqua si ottiene: A un miscuglio eterogeneo B una soluzione acida C una soluzione tampone D una soluzione neutra E un precipitato Veterinaria, 2017

25 La reazione 2 Ki + Br2 → 2 KBr + I2 è una reazione di: A B C D E

decomposizione ossidoriduzione dismutazione addizione combustione

Veterinaria, 2017

461

Formulario Capitolo 1 – Gli atomi e le particelle subatomiche La massa atomica

Densità

(Ar isotopo 1 · %isotopo 1) + ... + (Ar isotopo n · %isotopo n) Ar media = ______________________________________________________ 100

m d = __ V

FORMULARIO

Formule dirette, inverse e unità di misura

Capitolo 2 – Il linguaggio della chimica e la mole Mole

Moli e numero di particelle

m n = ____ MM

Np = n · NA

Capitolo 3 – Dal modello di Bohr al modello a orbitali Energia di un fotone di frequenza ν

Relazione tra frequenza ν e lunghezza d’onda λ

E=h·ν

c λ = __

E ν = __ h

ν

c ν = __ λ

Numeri quantici Nome

Simbolo Valori

Significato

numero quantico principale

n

interi da 1 all’infinito

individua il livello energetico dell’orbitale

numero quantico secondario

l

interi da 0 a n−1

numero quantico magnetico

m

interi da −l a +l, 0 (zero) incluso

individua l’orientazione dell’orbitale

numero quantico di spin

ms

+1/2 e −1/2

caratterizza lo stato di spin elettronico

Cap. 5 – I legami chimici Differenza di elettronegatività ΔE = |Eatomo 1 – Eatomo 2| 462

determina la forma dell’orbitale

Cap. 6 – Le forze intermolecolari e gli stati della materia Equazione di stato dei gas ideali

p · V Z = ______ n · R · T

p · V = n · R ·T

Equazione di van der Waals per i gas reali an ( p + ____ V − nb) = nRT V2 ) 2

(

Legge di Graham vA __ =  vB

_____

Fattore di comprimibilità

MM B

tB

A

A

= __ √ _____ t MM

Pressione parziale di un componente i-esimo

Frazione molare nA χ A = ___ ntot

Calore latente di vaporizzazione Q = λ · m

Densità di un solido (a partire dalla cella elementare) Ztot · mparticella mcella ___________ dcella = _____ =  Vcella Vcella

pi = χi · Ptot

Capitolo 8 – Le proprietà delle soluzioni Grado di dissociazione di un elettrolita ndis α = ___ n

Concentrazione percentuale in massa msoluto msoluto % m/m = _______ · 100 = _____________ · 100 msoluzione msoluto+ msolvente

Concentrazione percentuale in volume Vsoluto Vsoluto % V/V = _______  · 100 = ____________ · 100 Vsoluzione Vsoluto + Vsolvente

Concentrazione percentuale massa su volume msoluto msoluto % m/V = _______ · 100 = ____________  · 100 Vsoluzione Vsoluto + Vsolvente

Concentrazione massa su volume msoluto ____________ msoluto m/V = _______  = Vsoluzione Vsoluto + Vsolvente

Concentrazione in parti per milione msoluto 1 ppm = _______ msoluzione

Vsoluto 1 ppm = ______ Vsoluzione

Concentrazione molare M nsoluto M = _______ Vsoluzione

Mi · Vi = Mf · Vf

Concentrazione molale m nsoluto m = _______ msolvente

Concentrazione normale N neq N = _______ Vsoluzione

463

Legge di Raoult

Pressione di vapore

0 psolvente = psolvente · χ solvente 0 · χsoluto ∆ psolvente = psolvente

Innalzamento ebullioscopico ∆teb = Keb · m

π·V=n·R·T

Coefficienti di van’t Hoff ∆teb = i · Keb · m ∆tcr = i · Kcr · m

Abbassamento crioscopico

π·V=i·n·R·T

∆tcr = Kcr · m

Capitolo 9 – Calcolare la quantità delle sostanze: la stechiometria Resa percentuale reffettiva r(%) = ______  · 100 rteorica

Capitolo 10 – La termodinamica nelle reazioni chimiche Primo principio della termodinamica ∆E = Eprodotti – Ereagenti = Q + L

Legge fondamentale della calorimetria Q = m ∙ cs · ∆T = m · cs · (Tfinale − Tiniziale)

Entalpia

Entalpia standard di reazione ∆H°f = Σ∆H°f prodotti – Σ∆H°f reagenti

Energia libera di Gibbs ∆G = ∆H – T · ∆S

Energia libera standard

H=E+p∙V

∆G° = ∆H° – T · ΔS° ∆G° = Σ∆G°f prodotti – Σ∆G°f reagenti

Capitolo 11 – Velocità di reazione ed equilibrio chimico Velocità di reazione 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] 1 ∆[A] v = – __ _____ = – __ _____ = + __ _____ = + __ _____ a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t

Costante di equilibrio [C]c · [D]d Kc = ________ [A]a · [B]b

Costante di equilibrio in fase gassosa (pC) c · (pD) d Kp = _________ (pA) a · (pB) b

464

pi = Mi · R · T

Relazione tra Kc e Kp Kp = Kc · (R · T )∆n

Legge di Henry s=k·p

Capitolo 12 – Gli equilibri acido-base Prodotto ionico dell’acqua Kw = [H3O+] · [OH−]

pH e pOH pH = −log [H3O+] pOH = −log [OH−] pH + pOH = 14 ( a 25 °C)

Costante di dissociazione acida e basica [A −] · [H 3 O +] Ka = ___________ [HA]

[BH +] · [OH −] Kb = ___________ [B]

Kw = Ka · Kb = 1,0 · 10−14 ( a 25 °C) per una coppia coniugata acido-base

Equazione di Henderson-Hasselbach [base coniugata] pH = pKa + log _______________ [acido]

Normalità neq N = ___ V

Cap. 13 – Ossidoriduzioni ed elettrochimica Forza elettromotrice f.e.m. = Ecatodo − Eanodo = E+ − E− = ∆E

Equazione di Nernst [forma ridotta] n R ·T E = E °− ____ · ln ________________ [forma ossidata] m n ·F [forma ridotta] n 0,0591 E = E °− ______ log ________________ [forma ossidata] m n

Prima legge di Faraday m=k·Q=k·I·t

465

Tavola periodica IA 1 1

1

H idrogeno 1,008

2

He

VII A 17

elio

4,003

5

6

7

8

9

10

B

C

N

O

F

Ne

litio

berillio

10,81

boro

carbonio

azoto

ossigeno

fluoro

neon

9,012

11

12

13

14

15

16

17

18

Na

Mg

VI B 6

VII B 7

II B 12

Ar

10

IB 11

Cl

8

VIII B 9

S

alluminio

silicio

fosforo

zolfo

cloro

argon

24,31

VB 5

P

magnesio

IV B 4

Si

sodio

III B 3

Al

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

potassio

calcio

scandio

titanio

vanadio

cromo

manganese

ferro

cobalto

nichel

rame

zinco

gallio

germanio

arsenico

selenio

bromo

cripton

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

54

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

rubidio

stronzio

ittrio

zirconio

niobio

molibdeno

tecnezio

rutenio

rodio

palladio

argento

cadmio

indio

stagno

antimonio

tellurio

iodio

xenon

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

cesio

bario

lantanio

afnio

tantalio

tungsteno

renio

osmio

iridio

platino

oro

mercurio

tallio

piombo

bismuto

polonio

astato

132,9

7

VI A 16

4

85,47

6

massa atomica

VA 15

Be

39,10

5

1,008

IV A 14

3

22,99

4

III A 13

nome

idrogeno

notazione IUPAC

2

simbolo

Li 6,941

3

1

H

notazione tradizionale

II A 2

VIII A 18

numero atomico

40,08

44,96

87,62

47,88

88,91

137,3

50,94

91,22

138,9

52,00

92,91

178,5

54,94

95,94

180,9

(98)

183,9

55,85

58,93

101,1

186,2

58,69

102,9

190,2

63,55

106,4

192,2

107,9

195,1

197,0

131,3

radon

(210,0)

(210,0)

209,0

207,2

204,4

200,6

83,80

126,9

127,6

121,8

118,7

114,8

112,4

39,95

79,90

78,96

74,92

72,61

69,72

65,39

20,18

35,45

32,07

30,97

28,09

26,98

19,00

16,00

14,01

12,01

(222,0)

87

88

89

104

105

106

107

108

109

110

111

112

113

114

115

116

117

118

Fr

Ra

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

francio

radio

attinio

rutherfordio

dubnio

seaborgio

bohrio

hassio

meitnerio

copernicio

ununtrio

flerovio

ununseptio

ununoctio

(223)

226,0

227,0

(261)

(262)

LANTANIDI

(263)

(265)

(268)

darmstadio roentgenio (269)

(272)

(285)

ununpentio livermorio

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

71

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

promezio

europio

gadolinio

terbio

disprosio

olmio

erbio 167,3

tulio

168,9

itterbio

lutezio

144,24

(145)

samario

140,9

90

91

92

93

94

95

96

97

98

99

100

101

102

103

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

torio

protoattinio

uranio

nettunio

plutonio

americio

curio

berkelio

californio

einstenio

fermio

mendelevio

nobelio

laurenzio

cerio

praseodimio neodimio

140,1

ATTINIDI

(262)

232,0

231,0

150,4

237,0

238,0

152,0

(244)

157,3

(243)

(247)

158,9

162,5

(247)

164,9

(251)

(252)

(257)

173,0

(256)

175,0

(259)

(260)

Le masse atomiche sono state arrotondate a quattro cifre significative. Stato fisico in condizioni normali (0 °C, 1 atm): IIIIIIIII liquido, IIIIIIIII aeriforme. Gli elementi artificiali sono indicati in colore grigio.

VIIIA 18

IA 1 1312 ◀ energia di ionizzazione (kJ/mol) 2,1 ◀ elettronegatività (secondo Pauling)

numero atomico ▶ 1

H

simbolo ▶ numeri di ossidazione ▶ configurazione elettronica ▶

IIA 2

±1 1s 1

3

520 1,0

4

Li

12

20

K

+2 [Ar]4s 2

403 0,8

38

Rb 376 0,7

56

503 0,9 +2 [Xe]6s 2

– 0,7

88

509 0,9

Ra +2 [Rn]7s 2

21

IVB 4

631 1,3

Sc

39

57

616 1,3

660 1,4

+4 [Kr]4d 2 5s 2

72

675 1,3

Hf

+3 [Xe]5d 1 6s 2

666 1,1

Ac

40

Zr

538 1,1

+3 [Rn]6d 1 7s 2

658 1,5

+2 +3 +4 [Ar]3d 2 4s 2

La

89

22

VB 5

Ti

+3 [Ar]3d 1 4s 2

+3 [Kr]4d 1 5s 2

Ba

+1 [Xe]6s 1

Fr

IIIB 3

Y

+2 [Kr]5s 2

Cs

+1 [Rn]7s 1

550 1,0

Sr

+1 [Kr]5s 1

87

590 1,0

Ca

+1 [Ar]4s 1

55

13

738 1,2 +2 [Ne]3s 2

419 0,8

23

VIB 6 650 1,6

V

+2 +3 +4 +5 [Ar]3d 3 4s 2

41

664 1,6

Nb

+3 +5 [Kr]4d 4 5s 1

73

761 1,5

24

VIIB 7 653 1,6

Cr

+2 +3 +6 [Ar]3d 5 4s 1

42

685 1,8

Mo

+2 +3 +4 +5 +6 [Kr]4d 5 5s 1

74

Ta

770 1,7

25

717 1,5

Mn

+2 +3 +4 +6 +7 [Ar]3d 5 4s 2

43

702 1,9

Tc

+7 [Kr]4d 6 5s 1

75

W

760 1,9

◀••••

8

26

759 1,8

Fe

+2 +3 [Ar]3d 6 4s 2

44

711 2,2

Ru

+2 +3 +4 +6 +8 [Kr]4d 7 5s 1

76

Re

839 2,2

VIIIB ••••▶ 9 10 27

758 1,8

Co

+2 +3 [Ar]3d 7 4s 2

45

720 2,2

28

Ni

+2 +3 [Ar]3d 8 4s 2

46

Rh

77

878 2,2

Ir

805 2,2

Pd

+3 [Kr]4d 8 5s 1

Os

737 1,8

29

745 1,9

Cu

731 1,9

868 2,2

79

48

80

1007 1,9

+2 +4 [Xe]4f 14 5d 9 6s 1

+1 +3 +1 +2 [Xe]4f 14 5d 10 6s 1 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2

104

105

110

111

107

108

109

112

33

709 1,8

51

589 1,8

82

+1 +3 [Hg]6p 1

834 1,9

83

O

16

S

±2 +3 +4 +6 [Ne]3s 2 3p 4

703 1,8

114

Ne

1251 3,0

18

Cl

±1 +3 +4 +5 +7 [Ne]3s 2 3p 5

35

1140 2,8

53

812 2,0

Ar 36

0 [Zn]4p 6

54

1170 –

Xe 0 [Cd]5p 6

– 2,2

86

At

117

1037 –

Rn

±1 +3 +5 +7 [Hg]6p 5

116

1351 –

Kr

1008 2,5

85

1521 –

0 [Ne]3s 2 3p 6

±1 +5 +7 [Cd]5p 5

+2 +4 [Hg]6p 4

115

17

2081 –

0 1s 2 2s 2 2p 6

I

Po

+3 +4 +5 [Hg]6p 3

10

Br

869 2,1

84

1681 4,0

±1 +3 +5 [Zn]4p 5

-2 +4 +6 [Cd]5p 4

Bi

+2 +4 [Hg]6p 2

941 2,4

52

9

0 1s 2

-1 1s 2 2s 2 2p 5

1000 2,5

34

He

F

-2 -1 1s 2 2s 2 2p 4

Te

±3 +5 [Cd]5p 3

716 1,8

1314 3,5

-2 +4 +6 [Zn]4p 4

Sb

Pb

8

2372 –

VIIA 17

Se

±3 +5 [Zn]4p 3

+2 +4 [Cd]5p 2

Tl

947 2,0

As

Sn

113

0 [Hg]6p 6

118

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

[Rn]5f 14 6d 2 7s 2

[Rn]5f 14 6d 3 7s 2

[Rn]5f 14 6d 4 7s 2

[Rn]5f 14 6d 5 7s 2

[Rn]5f 14 6d 6 7s 2

[Rn]5f 14 6d 7 7s 2

[Rn]5f 14 6d 9 7s 1

[Rn]5f 14 6d 10 7s 1

[Rn]5f 14 6d 10 7s 2 [Rn]5f 14 6d 10 7s 1p 1 [Rn]5f 14 6d 10 7s 2p 2 [Rn]5f 14 6d 10 7s 2p 3 [Rn]5f 14 6d 10 7s 2p 4 [Rn]5f 14 6d 10 7s 2p 5 [Rn]5f 14 6d 10 7s 2p 6

64

65

58

528 1,1

Ce

+3 +4 [Xe]4f 1 5d 1 6s 2

90

ATTINIDI

– 1,3

Th

+4 [Rn]6d 2 7s 2

59

523 1,1

Pr

+3 [Xe]4f 3 6s 2

91

– 1,5

Pa

+4 +5 [Rn]5f 2 6d 1 7s 2

60

530 1,2

Nd

+3 [Xe]4f 4 6s 2

92

– 1,7

U

+3 +4 +5 +6 [Rn]5f 3 6d 1 7s 2

61

535 –

Pm

+3 [Xe]4f 5 6s 2

93

– 1,3

Np

+3 +4 +5 +6 [Rn]5f 4 6d 1 7s 2

62

543 1,2

Sm

+2 +3 [Xe]4f 6 6s 2

94

560 1,3

Pu

+3 +4 +5 +6 [Rn]5f 6 7s 2

63

547 –

Eu

+2 +3 [Xe]4f 7 6s 2

95

579 1,3

Am

+3 +4 +5 +6 [Rn]5f 7 7s 2

Cn

P

762 1,8

50

1012 2,1

-3 -2 +1 +3 +4 +5 [Ne]3s 2 3p 3

Ge

558 1,7

81

15

-4 +2 +4 [Zn]4p 2

+3 [Cd]5p 1

Hg

786 1,8

32

In

+5 +2 +3 +4 +5 +6 -1 +2 +4 +6 +7 +2 +3 +4 +6 +8 +3 +4 [Xe]4f 14 5d 3 6s 2 [Xe]4f 14 5d 4 6s 2 [Xe]4f 14 5d 5 6s 2 [Xe]4f 14 5d 6 6s 2 [Xe]4f 14 5d 7 6s 2

106

49

+2 [Kr]4d 10 5s 2

890 2,4

579 1,6

1402 3,0

N

Si

+3 [Zn]4p 1

868 1,7

14

7

VIA 16

±1 ±2 ±3 +4 +5 1s 2 2s 2 2p 3

±4 [Ne]3s 2 3p 2

Ga

Cd

Au

578 1,5

31

+2 [Ar]3d 10 4s 2

+1 [Kr]4d 10 5s 1

Pt

906 1,6

1086 2,5

C

+3 [Ne]3s 2 3p 1

Zn

+1 +2 [Ar]3d 10 4s 1

47

30

6

VA 15

+2 ±4 1s 2 2s 2 2p 2

Al

IIB 12

Ag

+2 +4 [Kr]4d 10

78

IB 11

+4 [Xe]4f 14 5d 2 6s 2

LANTANIDI

466

801 2,0 +3 1s 2 2s 2 2p 1

Mg

+1 [Ne]3s 1

IVA 14

B

+2 1s 22s 2

Na

37

5

Be 496 0,9

19

IIIA 13 900 1,5

+1 1s 22s 1

11

2

592 1,1

Gd

+3 [Xe]4f 7 5d 1 6s 2

96

Cm

– –

+3 [Rn]5f 7 6d 1 7s 2

Uut

564 1,2

Tb

+3 +4 [Rn]5f 9 7s 2

98 +3 [Rn]5f 10 7s 2

581 1,2

99 +3 [Rn]5f 11 7s 2

589 1,2

100

Fm

+3 [Rn]5f 12 7s 2

69

Uus Uuo

596 1,2

Tm

+3 [Xe]4f 12 6s 2

– –

Es

68

Lv

Er

+3 [Xe]4f 11 6s 2

– –

Cf

67

Uup

Ho

+3 [Xe]4f 10 6s 2

– –

Bk

572 –

Dy

+3 [Xe]4f 9 6s 2

97

66

Fl

101

Md

+2 +3 [Rn]5f 13 7s 2

603 1,1

Yb

+3 [Xe]4f 13 6s 2

– –

70

102

No

+2 +3 [Rn]5f 14 7s 2

524 1,2

Lu

+2 +3 [Xe]4f 14 6s 2

– –

71

+3 [Xe]4f 14 6s 2

– –

103

Lr

– –

+3 [Rn]5f 14 6d 1 7s 2

INDICE ANALITICO

Indice analitico A

abbassamento crioscopico, 236 abbondanza relativa, 10 accettore, 119 acciaio, 174 acido, 356 – di Lewis, 360 – coniugato, 359 – debole, 367, 369 – forte, 367, 369 – poliprotico, 373 aeriforme, 158 affinità elettronica, 92 agente – ossidante, 397 – riducente, 397 alcano, 443 – a catena lineare, 444 – a catena ramificata, 444 alchene, 448 alchino, 451 alogeno, 95 alogenuro, 95 ambiente, 281 ampiezza, 55 analita, 381 anfotero, 360 anidride, 193, 194, 195 anione, 12, 198, 222 – monoatomico, 198 – poliatomico, 199 anodo, 408 – (segno), 420 Arrhenius, – equazione di, 319 – teoria di, 357 autoionizzazione dell’acqua, 359

B

base, 357 – di Lewis, 360 – coniugata, 359 – debole, 369 – forte, 367, 369 – poliprotica, 373 bicarbonato, ione, 199 bilanciamento, 254 bisolfito, ione, 199 Bravais, reticoli di, 167 Brønsted e Lowry, teoria di, 358 buretta, 381

C

calore, 282, 283 – latente di ebollizione, 164 – molare di evaporazione, 164 capillarità, 160 carica – elettrica negativa, 2 – elettrica positiva, 2 – nucleare effettiva, 88, 89 catalisi, 322 – eterogenea, 322 – negativa, 322 – omogenea, 322 catalizzatore, 319, 322

catione, 12, 198, 222 – monoatomico, 198 – poliatomico, 198 catodo, 408 – (segno), 420 cattura elettronica, 18 cella – derivata, 168 – elementare, 17, 166, 167 – elettrochimica, 408 – elettrolitica, 419 – galvanica (o pila), 408 – primitiva, 168 chimica – nucleare, 16 – organica, 434, 435 cianuro, ione, 199 cinetica – chimica, 310 – costante, 314 – equazione, 314 coefficiente – stechiometrico, 30, 254 – di van’t Hoff, 240 complesso attivato, 318 composizione percentuale, 42 composto – binario, 190, 191 – inorganico, 190 – ionico, 30, 110, 112 – organico, 190, 435 – quaternario, 190 – ternario, 190, 201 – molecolare, 29 comprimibilità, fattori dei, 153 concentrazione (di una soluzione), 220, 224 – molale, 228 – molare, 225 – normale, 230 – parti per milione (ppm), 224 condensazione, 162, 163 configurazione elettronica, 73 ––otteziale, 87, 107 coppia coniugata acido–base, 372 coppia – redox, 402 – coniugata acido–base, 359 corrosione, 417 costante – cinetica, 314 – crioscopica molare, 236 – di dissociazione acida, 370 – di dissociazione basica, 370 – di equilibrio, 326 – di Henry, 339 – di Madelung, 114 – di Planck, 59 – ebullioscopica molare, 235 – universale dei gas, 152

D

Dalton legge di, 156 de Broglie, Louis, 65 decadimento radioattivo, 16 decomposizione, reazione di, 265 densità di probabilità, 68 diagramma – di cella, 410

– di reazione, 318 – orbitalico, 73 – di fase, 175 diene, 448 differenza di potenziale elettrico, 410, 41 diluizione, 226 dipolo – di legame, 118 – istantaneo, 150 dismutazione (o disproporzionamento), 406 dissociazione, 149 – elettrolitica, 221 – ionica, 221 donatore, 119 duetto, 107

E

ebollizione, 164 – calore latente di, 164 – punto di, 235 – temperatura di, 164 effetto – dello ione comune, 335 – fotoelettrico, 60 effusione (di un gas), 154 elemento – chimico, 28 – di transizione, 87 elettrochimica, 408 elettrodo, 222, 408 – di riferimento o elettrodo standard, 411 elettrolisi, 419 – dei sali fusi, 421 – dell’acqua, 421 elettrolita, 221. 22, 408 – debole, 241 – forte, 240 elettrone, 4 – di valenza, 12, 86, 88, 106 elettronegatività, 92, 108 energia – chimica, 282 – cinetica, 281 – di attivazione, 318 – di ionizzazione, 90 energia di legame, 105, 116 – di Madelung, 114 – di un fotone, 60 – interna, 282, 286 – libera di Gibbs, 298 – libera standard, 2989 – nucleare, 17 – potenziale, 282 – reticolare, 112 – rotazionale, 282 – termica, 282 – traslazionale, 282 – vibrazionale, 282 entalpia, 286 – standard di formazione, 287 – standard di reazione, 289 entropia, 294, 295 – standard, 296 enzima, 322 equazione – bilanciata, 254

– chimica, 253 – cinetica, 314, 326 – d’onda, 68 – di Arrhenius, 319 – di Gibbs, 298 – di Henderson–Hasselbach per le soluzioni tampone, 380 – di Nernst, 415, 416 – di Shrödinger, 68 – di stato dei gas ideali (o perfetti), 152 – di van der Waals, 153, 154 – ionica, 269 – termochimica, 287 equilibrio – chimico, 324 – d’idrolisi, 376 – di autoionizzazione dell’acqua, 359, 360 – di solubilità, 338, 340 – dinamico, 323, 338 – eterogeneo, 340 equivalente, 230, 383, 422 evaporazione, 162 – calore molare di, 164

F

faraday (F), 422 Faraday, prima legge di, 422 Faraday, seconda legge di, 423 fase, 220 – diagrammi di, 175 filare (di un reticolo), 166, 167 fisica quantistica, 64 fissione nucleare, 19 fluidi, 159 formula – chimica, 440 – di struttura, 30, 187, 440 – minima (o formula empirica), 38, 440 – molecolare, 29, 39, 40, 440 – razionale, 440 – stereochimica, 441 – topologica, 440 – limite, 124 forza – del legame, 105 – elettromotrice (f.e.m.), 411 – nucleare, 4 forze – di dispersione di London, 148, 150 – di van der Waals, 148 – dipolo–dipolo, 149 fotone, 60 frazione molare, 229 frequenza, 55 – di soglia, 60 funzione d’onda, 64, 68 fusione nucleare, 18

G

gas, 158 – ideale (o perfetto), equazione di stato, 152

467

– nobile, 87, 95 – costante universale, 152 ghiaccio, struttura, 152 ghisa, 174 grado di dissociazione, 223 Graham, legge di, 15 gruppo (della tavola periodica), 14, 85, 86 guscio di valenza, 86

H

Heisenberg, Werner, 67 Henry, – costante di, 339 – legge di, 339 Hess, legge di, 290, 291 Hund, regola di, 73

I

ibridazione, 131, 435 – sp, 133, 438 – sp2, 133. 437 – sp3, 132, 435 ibrido di risonanza, 124 idracido, 192, 197 idratazione, 221 idrocarburo, 197, 442 – aliciclico, 442 – alifatico, 442 – aromatico, 442 – ciclico, 442 idrogeno, legame a, 148, 150 idrolisi, 376 idrossido, 201 – (ione), 199 idruro, 192, 196 – covalente, 196 – metallico, 196 indicatore, 356, 375 inibitore, 322 innalzamento ebullioscopico, 235 ione, 12, 198 – complesso, 121, 200 – comune, 335 – idronio, 357 – ossido, 198 – ossonio, 357 – poliatomico, 13 – spettatore, 269 ionizzazione, 222 isotopo, 8

L

Lavoisier, legge di, 253 lavoro, 282, 283, 284 lega, 174 – di sostituzione, 174 – di inserzione, 174 legame – a idrogeno, 108, 148, 150 – chimico, 105, 108 – covalente, 108, 115, 436 – covalente dativo, 120 – covalente polare, 108, 115, 118 – covalente puro o omopolare omopolare, 108, 115, 437, 438, 439

468

– dativo, 120 – debole o intermolecolare, 108, 148 – di valenza, teoria di, 130 – dipolo–dipolo, 108, 149 – doppio, 117, 438 – forte o intramolecolare, 108 – indotto, 108 – intermolecolare o debole, 108 – intramolecolare o forte, 108 – ione–dipolo, 149 – ionico, 108, 110 – metallico, 108, 125 – permanente, 108 – pi greco (π), 130, 438 – semplice, 117, 436 – sigma (σ), 130, 131, 435 – triplo, 117, 439 – dipolo di, 118 – distanza di, 116 – energia, 116 – ordine di, 135 legge – dell’azione di massa, 326 – della calorimetria, 283 – di conservazione della carica, 400 – di conservazione della massa, 253 – di Dalton, 156 – di Graham, 154 – di Henry, 339 – di Hess, 290, 291 – di Lavoisier, 253 – di Raoult, 232 Lewis, – rappresentazione di, 106 – simboli di, 106 – teoria di, 360 liquidi, 159 livello energetico, 69 London, forze di dispersione di, 148, 150 luce, 55 lunghezza d’onda, 55

M

Madelung, – costante di, 114 – energia di, 114 massa – atomica, 9, 10, 32 – atomica assoluta, 9 – molare, 33 metallo, 93 – alcalino, 94 – alcalino–terroso, 95 metodo delle semireazioni, 401, 403 miscuglio (eterogeneo e omogeneo), 220 modello – atomico di Rutherford, 5 – atomico di Thomson, 5 – molecolare, 441 molalità (m), 228 molarità (M), 225 mole, 31 molecola, 28, 115 – insatura, 438 – V–shape, 128 momento dipolare, 129

N

Nernst, equazione di, 415, 416 neutralizzazione (reazione di), 207, 268 neutrone, 4 nodo (di un reticolo), 166, 167 nomenclatura, 186 – IUPAC, 186, 190 – tradizionale, 186, 190 non elettrolita, 221, 222 non metallo, 93, 94 normalità, 230, 383 notazione di Stock, 197 nucleo atomico, 7 numero – atomico, 7, 85 – di Avogadro, 31, 32 – di massa, 7, 8 – di ossidazione, 187, 398 – di particelle, 36 – quantico, 69 – quantico magnetico m, 70 – quantico magnetico di spin ms, 70 – quantico principale n, 63, 69, 86 – quantico secondario o angolare l, 66

O

olefine, 448 onda – (o radiazione) elettromagnetica, 55 – materiale, 65 orbitale, 64, 67, 69 – antilegante, 134 – legante, 130, 134 – di tipo sigma σ, 134 – ibrido, 131 – ibrido sp, 438 – ibrido sp2, 437, 438 – ibrido sp3, 435, 436 – molecolare,134 orbitali molecolari, teoria degli, 130 orbite stazionarie, 62 ordine – di legame, 135 – di reazione, 314 osmosi, 238 ossoacido (o ossiacido), 202 ossidazione, 396, 397, 398 ossido, 192, 193 – acido, 193, 194, 195 – basico, 193, 194, 195 – metallico, 193 – non metallico, 193 – ione, 198 ottetto, 107

P

paio (o doppietto) solitario, 120 parti per milione (ppm), 224 particella – alfa, 17 – beta, 18 – subatomica, 2 periodo – (dell’onda), 55 – (della tavola periodica), 14, 85, 86

perossido, 192, 195 pH, 364, 365 piaccametro, 375 piano reticolare, 166, 167 pila, 408 – Daniell, 409 – Volta, 408 pOH, 364, 365 poliene, 448 ponte salino, 409 positrone, 18 potenziale – di cella, 411 – standard di riduzione, 412 precipitato, 268, 334 precipitazione, 342 pressione – (o tensione) di vapore, 163, 232, 233 – osmotica, 238 – parziale, 156 prima legge di Faraday, 422 primo principio della termodinamica, 283 principio – di conservazione dell’energia, 283 – di esclusione di Pauli, 73 – di indeterminazione, 67 – di Le Châtelier (o principio dell’equilibrio mobile), 331 prodotto – di solubilità, 340, 341 – ionico dell’acqua, 362 proprietà – colligative, 232 – periodiche, 88 protone, 4 punto – di ebollizione, 235 – equivalente, 381 – triplo, 175

Q

quanto, 59

R

radiazione, 16 – elettromagnetica, 55 – gamma, 18 – ionizzante, 16 – monocromatica, 56 – policromatica, 56 radicale alchilico (gruppo alchilico), 445 radioattività, 5, 16 raffinazione elettrolitica, 420 raggio – alfa, 5 – anodico, 4 – atomico, 89 – beta, 5 – catodico, 3 – gamma, 5 Raoult, legge di, 233 rappresentazione di Lewis, 106, 440 reagente limitante, 261 reazione – chimica, 252

REFERENZE ICONOGRAFICHE – completa, 323 – di decomposizione, 262 – di doppio scambio (o doppia sostituzione), 267 – di neutralizzazione, 207, 268, 357 – di scambio (o sostituzione) semplice, 265 – di sintesi, 263 – diretta, 323 – endotermica, 284 – endotermica (equilibrio chimico), 335 – esotermica, 284 – esotermica (equilibrio chimico), 335 – inversa, 323 – irreversibile, 323 reazione nucleare, 17, 19 – reversibile o all’equilibrio, 323 – ordine di, 314 – di dismutazione, 406 redox, 396 regola – dell’ottetto, 107 – di Hund, 73 resa – all’equilibrio, 324 – effettiva, 263 – percentuale, 263 – teorica, 263 reticoli di Bravais, 167 reticolo cristallino, 112, 166, 171 riduzione, 397, 398 risonanza, 123, 124 ruggine, 418

S

sale, 206 – acido, 209 – basico, 210 – binario, 206 – doppio, 211 – idrato, 210 – idrogenato, 209 – quaternario, 206, 209

sale ternario, 206, 207 sali – degli idracidi, 192 – degli ossoacidi, 201 scala – del pH, 364 – del pOH, 365 seconda legge di Faraday, 423 secondo principio della termodinamica, 295 semicella galvanica, 409 semimetallo, 93, 94 semireazione, 397, 402 serie omologa, 443 Shrödinger, Erwin, 68 simboli di Lewis, 106 sintesi, reazione di, 263 sistema, 281 – aperto, 281 – chiuso, 281 – eterogeneo, 329 – isolato, 281 – omogeneo, 329 – termodinamico, 281 solido, 165, 171 – amorfo, 165, 166 – anisotropo,166 – covalente reticolare, 173 – cristallino, 165 – ionico, 111, 171 – isotropo, 166 – metallico, 173 – molecolare, 172 – policristallino, 173 – polimorfo, 168 solubilità, 221, 337 – prodotto di, 340, 341 solubilizzazione, 222 soluto, 220 soluzione, 220 – acida, 363, 364 – basica, 363, 364 – ideale, 233, 239 – insatura, 337 – ipertonica, 239 – ipotonica, 239 – isotonica, 239 – neutra, 363, 364

– satura, 337 – solida, 174 – tampone, 378 – tampone, equazione di Henderson–Hasselbach, 380 solvatazione, 149, 221 solvente, 220 sostanza – acida, 356 – basica o alcalina, 356 – idrofila, 337 – idrofoba, 337 sostituente, 445 spettro – a righe, 58 – continuo, 56 – elettromagnetico, 56 spettrometro di massa, 10 spin, 70, 71 – accoppiati, 71 – antiparallelo, 71 – parallelo, 71 stato – di ossidazione, 187 – eccitato, 62 – fondamentale, 62 – gassoso, 152 – stazionario, 62 – termodinamico, 281 stechiometria, 257 Stock, notazione di, 197 superossido, 192, 195

T

tampone, 378 tavola periodica, 14, 85 temperatura – critica (di un gas), 158 – di ebollizione, 164 tensione superficiale, 160 teoria – corpuscolare della luce, 59 – degli orbitali molecolari OM, 130, 134 – degli urti, 317 – del complesso attivato, 318

– del legame di valenza VB, 130 – di Arrhenius, 357 – di Brønsted e Lowry, 358 – di Lewis, 360 – ondulatoria della luce, 55, 58 – VSEPR, 126 termodinamica chimica (o termochimica), 280 tetraedro, molecola, 127 titolante, 381 titolazione, 381, 384 tornasole, 375 transizione quantistica, 62 trasformazione chimica, 252 triene, 448 Tubo Crookes, 3

U

unità – di massa atomica, 9, 32 – formula, 30, 112 urto efficace, 317

V

valenza, 187 – covalente, 187 – ionica, 187 van der Waals, – equazione di, 153, 154 – forze, 148 van’t Hoff, coefficienti di, 240 vapore, 158 – saturo, 163 – pressione (o tensione) di, 163 variabili (o funzioni) di stato, 281 velocità – della luce, 56 – di propagazione dell’onda, 55 – di reazione, 311, 313 viraggio, 375, 381 viscosità, 159 VSEPR, teoria, 126

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