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Manuale di Chimica per la scuola secondaria di secondo grado.
Questo ebook di chimica per la scuola secondaria di secondo grado fa parte di una collana di ebook con licenza Creative Commons per la scuola. Il titolo Chimica C3 vuole indicare che il progetto è stato realizzato in modalità Collaborativa e con licenza Creative Commons, da cui le tre "C" del titolo. Non vuole essere un trattato completo sull'argomento ma una sintesi sulla quale l'insegnante può basare la sua lezione, indicando poi testi e altre fonti per gli approfondimenti. Lo studente può consultarlo come riferimento essenziale da cui partire per approfondire. In sostanza l'idea è stata quella di indicare il nocciolo essenziale della disciplina, nocciolo largamente condiviso dagli insegnanti. La licenza Creative Commons scelta permette non solo di fruire liberamente l'ebook ma anche di modificarlo e personalizzarlo secondo le esigenze dell'insegnante e della classe.
INDICE
1. La mole e i modelli atomici 1.1 La materia 1.2 La mole 1.3 la teoria atomica 1.4 Le particelle subatomiche 1.5 I modelli atomici di Thomson e Rutherford 1.6 Il numero delle particelle negli atomi 25 1.7 Gli isotopi Approfondimenti
2. Gli elettroni nell'atomo 2.1 La natura ondulatoria della luce 2.2 Quanti e fotoni, la natura corpuscolare della luce 2.3 Spettri di emissione e assorbimento 32 2.4 Il modello atomico di Bohr 34 2.5 Energia di ionizzazione 35 2.6 Modello atomico a strati 35 2.7 L'energia nucleare 37 Approfondimenti 38
3. Atomo: modello ad orbitali 3.1 La duplice natura dell'elettrone 3.2 Il principio di indeterminazione di Heisenberg 40 3.3 L'orbitale atomico e i numeri quantici 40 3.4 Il numero quantico di spin 42 3.5 La configurazione elettronica 43 3.6 Il riempimento degli orbitali (principio dell'Aufbau) 44 Approfondimenti 48
4. Il sistema periodico degli elementi 4.1 Dalla legge della periodicità alla tavola periodica degli elementi 4.2 La tavola periodica moderna 4.3 Le proprietà periodiche 52 4.4 Il raggio atomico 52 4.5 L'energia di ionizzazione 53 4.6 L'affinità elettronica 53 4.7 L'elettronegatività 54 Approfondimenti 56
5. I legami chimici 5.1 Il legame chimico 58 5.2 La regola dell'ottetto 58 5.3 Il legame ionico 60 5.4 Il legame covalente 60 5.5 Polarità del legame covalente 62 5.6 Il legame covalente dativo 62 5.7 Risonanza 63 5.8 Il legame metallico 64 Approfondimenti 65
6. Geometria molecolare e forze intermolecolari 6.1 Geometria molecolare: modello VSEPR 67 6.2 Molecole con coppie elettroniche condivise 67 6.3 Molecole con coppie elettroniche libere 69 6.4 La teoria VSEPR per i legami multipli 69 6.5 Teoria del legame di valenza 70 6.6 Orbitali ibridi 72 6.7 Teoria degli orbitali molecolari 73 6.8 Le forze intermolecolari 75 6.9 Forze dipolo-dipolo 75 6.10 Forze di London 76 6.11 Legame a idrogeno 77 Approfondimenti 78
7. Solidi, liquidi e gas 7.1 I solidi 80 7.2 I liquidi 81 7.3 Evaporazione ed ebollizione 83 7.4 I gas 83 Approfondimenti 86
8. Avvio della stechiometria delle soluzioni 8.1 Miscele e soluzioni 88 8.2 La concentrazione 90 8.3 La solubilità 92
9. Come e perché avvengono le reazioni chimiche 9.1 Le reazioni chimiche 93 9.2 Fattori che influenzano la velocità di una reazione 94 9.3 Bilanciamento di una reazione chimica 95 Approfondimenti 96
10. Classificazione e nomenclatura dei composti chimici 10.1 Valenza e numero di ossidazione 99 10.2 Classificazione dei composti inorganici 100 10.3 Ossidi: composti binari con ossigeno 100 10.4 Idruri e idracidi: composti binari con idrogeno 102 10.5 I composti ternari 104 Approfondimenti 109
11. Completamento della stechiometria delle soluzioni 11.1 Miscele omogenee: soluzioni 110 11.2 Miscele eterogenee: miscugli 110 11.3 Il ruolo dell'acqua (dissociazione e ionizzazione) 111 11.4 Reazioni in soluzioni acquose: calcoli stechiometrici 113 11.5 Reazioni in soluzione acquosa: equazioni ioniche 113 11.6 Le proprietà colligative 113 11.7 Abbassamento della tensione di vapore 114 11.8 L'innalzamento ebullioscopico 114 11.9 L'abbassamento crioscopico 115 11.10 Pressione osmotica 116 11.11 Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche 117 11.12 I colloidi 118 Approfondimenti 119
12. Cinetica chimica 12.1 Come avviene una reazione chimica 120 12.2 Velocità di reazione 121 12.3 Fattori che influenzano la velocità di reazione 122 12.4 Il ruolo dei catalizzatori 123 12.5 La legge cinetica 124 12.6 L'andamento di una reazione chimica: l'energia di attivazione 126 12.7 Reazioni multistadio: gli stadi elementari 127 Approfondimenti 128
13. Termodinamica 13.1 Reazioni chimiche ed energia 129 13.2 I sistemi 129 13.3 Il lavoro in termodinamica 129 13.4 Il calore 130 13.5 Il calore di formazione e calore di combustione 131 13.6 Il primo principio della termodinamica 132 13.7 Applicazione del primo principio della termodinamica 133 13.8 Entalpia di formazione ed entalpia di reazione 134 13.9 La legge di Hess 135 13.10 L'entalpia di legame 136 Approfondimenti 137
14. Il secondo principio della termodinamica 14.1 Spontaneità ed entalpia 138 4.2 Entropia e disordine 138 4.3 L'interpretazione molecolare dell'entropia 139 4.4 Energia libera 140 Approfondimenti 141
15. Equilibri 15.1 L'equilibrio chimico 142 15.2 Costante di equilibrio 144 15.3 Equilibri eterogenei 145 15.4 Il principio di Le Chatelier 145 15.5 Gli equilibri di solubilità 146 15.6 Variazione della solubilità: effetto dello ione comune 147 Approfondimenti 148
16. Acidi e basi 16.1 Proprietà degli acidi e della basi 149 16.2 Acidi e basi secondo Arrhenius 149 16.3 Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry 150 16.4 Acidi e basi secondo Lewis 151 16.5 Autoprotolisi dell'acqua 153 16.6 Soluzioni neutre, acide e basiche 154 16.7 Il pH 154 16.8 Misura e importanza del pH 155 Approfondimenti 157
17. Reazioni acido-base 17.1 Acidi forti e acidi deboli 158 17.2 Acidi poliprotici 159 17.3 Basi forti e basi deboli 159 17.4 Acidi e basi: calcolo del pH 160 17.5 Il pH della soluzione di un sale 163 17.6 Le soluzioni tampone 164 17.7 Calcolo del pH delle soluzioni tampone 165 17.8 La titolazione 166 Approfondimenti 167
18. Le ossidoriduzioni 18.1 Ossidazione e riduzione 168 18.2 Ossidante e riducente 169 18.3 Il numero di ossidazione 170 18.4 Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione 170 Approfondimenti
19 Avvio alla chimica organica 19.1 La chimica organica 178 19.2 I legami del carbonio nei suoi composti 178 19.3 Catene carboniose e classificazione degli atomi di carbonio 181 19.4 Le diverse tipologie di formule in chimica organica 182 19.5 Isomeria 184 19.6 Configurazione assoluta e proiezioni di Fischer 186 Approfondimenti 187
20 Idrocarburi 20.1 Idrocarburi 188 20.2 Alcani 189 20.3 Radicale alchilico 190 20.4 Proprietà fisiche degli alcani 192 20.5 Proprietà chimiche degli alcani 193 20.6 Preparazione degli alcani 193 20.7 I cicloalcani 194 Approfondimenti 196
21 Idrocarburi insaturi 21.1 Alcheni 197 21.2 Proprietà chimiche e fisiche degli alcheni 197 21.3 Isomeria geometrica degli alcheni (cis-trans) 199 21.4 Preparazione degli alcheni 201 21.5 Polieni 201 21.6 Alchini 201 21.7 Proprietà chimiche e fisiche degli alchini 202 Approfondimenti 202
22 Idrocarburi aromatici 22.1 Il benzene 203 22.2 Nomenclatura degli idrocarburi aromatici 204 22.3 Proprietà chimiche e fisiche dei composti aromatici 205 Approfondimenti 208
23 Le diverse classi di composti organici 23.1 I gruppi funzionali 209 23.2 Alogenoderivati 210 23.3 Proprietà degli alogenoderivati 210 23.4 Alcoli 211 23.5 Proprietà fisiche e chimiche degli alcoli 212 23.6 Fenoli 213 23.7 Tioli 213 23.8 Eteri 214 23.9 Aldeidi e chetoni 214 23.10 Proprietà di aldeidi e chetoni 216 23.11 Tautomeria cheto-enolica 216 23.12 Acidi carbossilici 218 23.13 Proprietà degli acidi carbossilici 219 23.14 Acidi policarbossilici 219 23.15 Derivati degli acidi carbossilici 220 Approfondimenti
24 Le biomolecole 24.1 Le molecole biologiche 223 24.2 I carboidrati 223 24.3 Monosaccaridi 224 24.4 Oligosaccaridi 226 24.5 Polisaccaridi 227
25 I lipidi 25.1 Classificazione dei lipidi 229 25.2 Lipidi semplici 229 25.3 Lipidi complessi 233 Approfondimenti 233
26 Le proteine 26.1 Classificazione delle proteine 234 26.2 Gli amminoacidi 234 26.3 Il legame peptidico 238 26.4 Struttura delle proteine 239 26.5 Gli enzimi 240
27 Gli acidi nucleici 27.1 DNA ed RNA 243 27.2 Costituenti degli acidi nucleici 243 27.3 Differenze tra DNA ed RNA 246 27.4 Nucleotidi non contenuti negli acidi nucleici 246 Indice delle immagini Creative Commons utilizzate 248
Autori
Anna La Guardia, Loredana Palumbo, Anna Rainone
Revisione del testo: Elisabetta Leonetti
Coordinamento editoriale: Antonio Bernardo
Immagini realizzate da Ginger Lab - www.gingerlab.it
© Skuola.Net www.skuola.net - info@skuola.net Dicembre 2013
ISBN 9788896354568
Questo libro è rilasciato con licenza Creative Commons BY
Chimica C3
Di seguito vengono approfondite solo alcune delle grandezze
fondamentali e derivate, quelle maggiormente utilizzate dai chimici.
La lunghezza tra due punti, l’unità di misura è il
La lunghezza è la distanza metro,
definito come lo spazio percorso nel vuoto dalla luce in un intervallo di
tempo pari a 1/299792458 secondi. In chimica molto spesso si
utilizzano multipli e sottomultipli del metro in quanto è necessario
misurare distanze molto grandi o molto piccole, come quelle
interatomiche o intermolecolari che vengono misurate in angstrom (Å)
(pronuncia: ), dal nome del fisico svedese Anders Jonas
-10
Ångström, che corrisponde a 10 m, oppure il diametro di una cellula
-6
che viene misurato in micron 10 m, entrambe sottomultipli del metro.
La massa e il peso
La differenza tra queste due grandezze è stata spiegata
di misura
precedentemente. L’unità della massa è il chilogrammo;
alcuni multipli sono il quintale e la tonnellata, alcuni sottomultipli sono
di misura del peso è
l’ettogrammo, il grammo e il milligrammo. L’unità
l’unità di misura delle forze in generale e quindi
il newton (N) che è
anche della forza peso. Lo strumento utilizzato per misurare la massa è
la bilancia mentre quello per misurare il peso è il dinamometro.
Bilancia a due piatti e dinamometro
13
Chimica C3
Volume di misura
Il volume rappresenta lo spazio occupato da un corpo. L’unità
3
è il metro cubo m , anche se in laboratorio vengono utilizzati i
3
sottomultipli come il dm che rappresenta il volume occupato da 1Kg di
acqua alla temperatura di 4 °C, oppure il millilitro ml che equivale a un
3
centimetro cubo cm .
La maggior parte degli strumenti utilizzati in laboratorio è tarata in
millilitri come il cilindro graduato, il pallone tarato, la pipetta tarata e la
buretta graduata. Il volume varia in relazione alla temperatura e alla
pressione. I gas, ad esempio, proprio in seguito a variazione di tali
parametri, si dilatano o si comprimono mentre i solidi ed i liquidi anche
essendo incompressibili subiscono piccole variazioni del proprio
volume.
Densità
La densità di una sostanza rappresenta il rapporto tra la sua massa e il
suo volume, d = m/v, pertanto variazioni di temperatura e pressione
causano variazioni del volume e di conseguenza variazioni di densità.
3
L’unità di misura è il g/cm . Non deve essere confusa con il peso
specifico di una sostanza che invece rappresenta il rapporto tra il suo
peso e il suo volume.
La temperatura e il calore
Il calore e la temperatura sono due grandezze fisiche distinte. Se
mettiamo a contatto due corpi con differenti valori di temperatura
vedremo che dopo un po’ la temperatura del corpo più caldo diminuirà
mentre quella del corpo più freddo si innalzerà fino al raggiungimento
dell’equilibrio termico. che si trasferisce da un corpo all’altro
Ciò è
l’energia termica ovvero il calore.
calore quindi è una forma di energia. L’unità di misura è la
Il caloria
cal definita come la quantità di calore necessaria per innalzare di 1 °C
(da 14,5 a 15,5 °C) 1g di acqua distillata, alla pressione di una
atmosfera.
Molto spesso vengono utilizzati suoi multipli come la chilocaloria Kcal
che corrisponde a 1000 calorie. Lo strumento utilizzato per misurare il
calore è il calorimetro. 14
Chimica C3
La temperatura è la tendenza del calore a trasferirsi da un corpo
all’altro, l’unità di misura è il grado centigrado o grado Celsius (°C). Lo
strumento utilizzato per misurare la temperatura è il termometro che
sfrutta la capacità di una sostanza contenuta al suo interno
(generalmente mercurio) di dilatarsi quando viene a contatto con un
corpo più caldo di cui si vuole conoscere la temperatura.
La scala centigrada ha come riferimenti il punto di fusione del ghiaccio
(0 °C) e il punto di ebollizione dell’acqua (100 °C). Oltre alla scala
centigrada si utilizza la scala kelvin (K), dal nome dal fisico e ingegnere
irlandese William Thomson, nominato barone con il nome di Lord
Kelvin, che pone come temperatura di fusione del ghiaccio 273,15 K
mentre quella di ebollizione dell’acqua 373,15 K. La relazione che
consente di passare dalla scala centigrada a quella Kelvin è:
K = °C + 273,15
1.2 La mole
Un campione di materia, anche piccolo, conterrà un gran numero di
particelle (atomi, molecole, ioni). Per poter confrontare la quantità di
sostanze differenti si deve utilizzare un’unità che indichi un numero
molto alto di particelle, questa unità è la mole che può essere usata non
solo per gli atomi ma anche per molecole, elettroni e ioni. l’unità di
Nel Sistema Internazionale di misura essa rappresenta
sostanza e viene indicata col simbolo mol (n), la definizione è la
seguente: la mole è la quantità di sostanza contenente tante particelle
elementari quanti sono gli atomi che si trovano in 12,0 grammi di
carbonio-12.
È importante specificare sempre a quale entità si fa riferimento: atomi,
l’entità non viene specificata vuol dire che si fa
ioni, molecole, ecc. Se
riferimento ad una mole di molecole. 23
La mole contiene un numero noto di particelle elementari, 6,023×10
detto numero di Avogadro in onore dello scienziato italiano Amedeo
Avogadro.
Nel SI (Sistema Internazionale) la massa molare di una sostanza è una
quantità espressa in grammi/mol che è numericamente uguale alla
massa molecolare o atomica della sostanza considerata.
15
Chimica C3
È possibile calcolare il numero di moli presenti in una determinata
quantità di sostanza, se si conosce la quantità della sostanza in grammi e
si divide per la sua massa molare.
Se si vuole conoscere il numero di moli contenute in 22 g di azoto (N)
dobbiamo svolgere la seguente operazione:
moli = massa in grammi dell’elemento/ massa molare
Massa molare N = 14 g/mol, corrisponde cioè alla massa atomica
dell’azoto. 22 g
moli = 1
,
57 mol
14 g / mol
Per calcolare il numero di moli di un composto si utilizza la seguente
formula: n. moli = massa in grammi del composto/massa molare
Se vogliamo conoscere il numero di moli presenti in 153g di acido
nitrico (HNO ) calcoliamo:
3 153 g
moli = 2
, 42 moli
63 g / mol
Dalle precedenti relazioni è possibile ricavare i grammi di una sostanza
conoscendo il numero di moli della sostanza e la sua massa molare.
Per sapere quanti grammi sono contenuti in 1,4 moli di alluminio (Al) si
procederà nel modo seguente:
grammi di Al= n. moli×massa molare=1,4 mol×26,98 g/mol=37,7 g
Strettamente collegato al concetto di mole è quello di volume molare
per il quale: una mole di un qualsiasi gas, in condizioni standard (STP),
alla temperatura di 0°C e alla pressione di 1 atm, occupa il volume di
22,4 litri, detto volume molare.
Standard Temperature and Pressure cioè STP equivalgono a 0°C di
temperatura e 1 atm di pressione.
Ad esempio, una mole di acqua ha massa 18 grammi e contiene
23
6,02×10 molecole di acqua; una mole di metano pesa 16,043 grammi
23
e contiene 6,02×10 molecole, una mole di C-12 pesa 12g e
16
Chimica C3
23
contiene 6,02×10 atomi di C-12. Si dovrebbe pensare alla mole non
come ad un peso ma come un insieme di particelle, così come si pensa
ad un paio, ad una dozzina, un centinaio.
Determinazione di una formula del composto
Un composto è formato da due o più elementi, per determinare la sua
formula chimica, ovvero il rapporto numerico tra gli atomi, è necessario
conoscere il numero di moli di ciascun elemento.
Se vogliamo conoscere la formula chimica di un composto dobbiamo
conoscere la quantità, espressa in grammi, del composto e conoscere
esattamente la quantità in grammi di ogni singolo elemento contenuto in
quel composto.
Consideriamo che in 68 g di un composto sono contenuti 4g di H e 64 g
di O, calcoliamo il numero di moli di ogni elemento ed avremo :
4 g
moli H = = 3.96 mol si approssima a 4
1
,
008 g / mol 64 g
moli O = 4
16 g / mol
Si divide ciascun numero di moli ottenuto per il valore più piccolo in
modo da stabilire il rapporto minimo tra gli atomi (formula minima) che
in questo caso è 4 quindi:
4 4
H 1 O 1
4 4
Di conseguenza la formula minima sarà HO.
Per ricavare la formula molecolare è necessario conoscere la sua massa
molecolare determinata sperimentalmente, quindi si divide la massa
molecolare del composto per la massa della formula minima:
Massa molecolare H O = 34
2 2
Massa molecolare HO=17
34 2
17
17
Chimica C3
Si moltiplica il numero ottenuto per gli indici della formula minima:
2×H = H 2×O = O
2 2
La formula del composto sarà H O
2 2
1.3 la teoria atomica
All’inizio del 1800 il chimico inglese John Dalton formulò la teoria
atomica della materia nella quale affermava che la materia è costituita
da particelle indivisibili. Egli arrivò a tali conclusioni tenendo presenti
due leggi fondamentali, quella della conservazione della massa (in una
reazione chimica, la massa dei reagenti è uguale alla massa dei
prodotti della reazione), enunciata dal chimico francese Antoine-
Laurent de Lavoisier nel 1783 e quella delle proporzioni definite (in
un composto, il rapporto tra la massa degli elementi che lo
costituiscono è definito e costante), enunciata dal chimico francese
Joseph Louis Proust nel 1799.
A tali leggi ne aggiunse un'altra da lui stesso formulata, la legge delle
proporzioni multiple, nella quale sostiene che le masse di un elemento
che si combinano con le stesse masse di un altro elemento per dare
origine a composti differenti, stanno tra loro in un rapporto di numeri
diverse quantità di massa dell’ossigeno
interi e piccoli. Ad esempio,
reagiscono con la stessa quantità di massa del carbonio per dare origine
a due composti differenti:
1g di carbonio reagisce con 1,33g di ossigeno formando 2,33 g di
ossido di carbonio
1g di carbonio reagisce con 2,66 g di ossigeno, formando 3,66 g di
anidride carbonica. 18
Chimica C3
Legge delle proporzioni multiple
Si può osservare che le quantità di ossigeno che si combinano con il
carbonio sono una il doppio dell’altra:
1,33:2,66 = 1:2
Pertanto qualsiasi quantità di carbonio si prenda, anche quella molto
l’ossigeno sempre con lo stesso
piccola di un atomo, reagirà con
rapporto.
I punti cardine di tale teoria sono:
La materia è costituita da particelle microscopiche che non sono
ulteriormente divisibili, dette atomi.
Gli atomi di uno stesso elemento possiedono la stessa massa e le
stesse proprietà.
Un composto è dovuto alla combinazione chimica di due o più
atomi di elementi diversi.
Durante una reazione chimica gli atomi non vengono né creati
né distrutti, ma si aggregano tra loro in maniera diversa.
19
Chimica C3
Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra
frazioni di atomi.
1.4 Le particelle subatomiche
la fine del 1800 e l’inizio
Tuttavia tra del 1900 ulteriori scoperte in
campo scientifico portarono a modificare parzialmente tale teoria.
Infatti si scoprì che gli atomi non erano indivisibili in quanto costituiti
da particelle subatomiche: elettroni, protoni e neutroni.
A tale conclusione si giunse dopo aver scoperto l’esistenza di particolari
radiazioni nei tubi catodici. Si tratta di tubi di vetro nei quali veniva
creato un vuoto spinto e al cui interno erano saldati due elettrodi + e -,
detti appunto anodo e catodo, collegati ad un generatore di corrente
continua.
Dopo aver provocato una scarica elettrica si osservava una fluorescenza
sul vetro opposto al catodo.
di quest’effetto una radiazione emessa dal
Si ritenne responsabile
catodo (raggio catodico) che si propagava perpendicolarmente
indipendentemente dalla posizione dell’anodo.
In altri esperimenti si vide che questi raggi catodici venivano deviati dal
polo positivo di un campo elettrico posto lungo il percorso del raggio,
comprendendo così che questi sono costituiti da particelle (natura
corpuscolare dell’elettrone) e che hanno carica negativa.
Tubo catodico
20
Chimica C3
Il fisico tedesco Eugene Goldstein nel 1886, usando sempre un tubo di
si accorse dell’esistenza dei raggi canale
vetro, ma con catodo forato,
(+) che si generavano dall’anodo e che avevano anch’essi la capacità di
all’anodo. Anche questi
rendere fluorescente il vetro nella zona opposta
