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Marco Caricato Valentina Versiglio
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Unità
1
Proprietà e trasformazioni della materia
Che cos’è la materia? Il mondo intorno a noi appare sotto molteplici forme (acqua, aria, rocce, stelle), che lo rendono meraviglioso e complesso: ognuna di queste forme è costituita di materia.
La materia è tutto ciò che occupa spazio. I materiali (ossia i vari tipi di materia) sono moltissimi, ma i loro componenti basilari, chiamati sostanze pure, sono assai meno numerosi.
Chem Word Materia | Matter dal latino materia; il termine è ricondotto anche al latino mater «madre», a indicare la sostanza prima da cui altre sono formate.
Una sostanza pura o semplicemente sostanza è un particolare tipo di materia che possiede proprietà caratteristiche e ben determinate.
1
Lezione
Stati fisici della materia
I materiali di cui abbiamo parlato possono esistere sostanzialmente sotto forma di tre stati fisici (o stati di aggregazione): solido, liquido e aeriforme (detto anche gassoso). In realtà l’Universo è costituito quasi completamente da quello che è considerato a tutti gli effetti il quarto stato fisico della materia, ossia il plasma, un particolare tipo di gas (che non verrà trattato approfonditamente in questo libro). Tutte le stelle, compreso il Sole, sono formate da plasma, che raramente è presente sulla Terra (per esempio nei fulmini, nelle aurore boreali o in alcuni apparecchi creati dall’uomo, come alcuni televisori ormai fuori produzione dal 2015) [Fig. 1]. Iniziamo ad analizzare le caratteristiche dei materiali più semplici, in particolare la loro forma e il loro volume [Tab. 1]. Il tavolo è un solido e ha una forma e un volume definiti e costanti. L’acqua invece, come tutti i liquidi, non possiede una forma propria, ma assume quella del recipiente in cui è contenuta; il suo volume rimane però costante. Infine il gas, contenuto nel palloncino, non ha né forma né volume propri, in quanto tende a espandersi il più possibile e si adatta al recipiente che lo contiene.
Figura 1 Un televisore al
plasma.
Tabella 1 Forma e volume degli stati fisici della materia. Stato fisico
Forma
Volume
Solido
Liquido
Aeriforme
Propria
Si adatta al recipiente che lo contiene
Si adatta al recipiente che lo contiene
Proprio
Proprio
Si espande il più possibile
Stati fisici della materia LEZIONE 1
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In Tabella 2 sono riportate alcune proprietà esclusive dei solidi. DUTTILITÀ E MALLEABILITÀ
DUREZZA
FRAGILITÀ
I solidi metallici, come l’alluminio, il ferro, il rame e l’oro, possono essere lavorati a caldo per ottenere la forma voluta. In particolare si dice che sono duttili (possono essere tirati in fili) e malleabili (possono essere ridotti in lamine).
I solidi possono essere duri (molto resistenti alla scalfittura, come il diamante) o teneri (se si possono scalfire facilmente, per esempio il gesso).
Alcuni solidi possono essere fragili, infatti tendono a rompersi (senza deformarsi) quando soggetti a un urto (per esempio il vetro e il salgemma).
duro
malleabile
fragile tenero
duttile
Il modello particellare Finora ci siamo limitati a parlare dei corpi mediante osservazioni macroscopiche del loro comportamento. Tuttavia, per spiegare bene alcune proprietà dei vari stati fisici, è necessario dare uno sguardo molto più ravvicinato alla materia, fino a un livello infinitesimale (detto anche submicroscopico). Se disponessimo di una lente di ingrandimento potentissima, riusciremmo a vedere tante piccolissime particelle, più o meno vicine tra loro, la cui presenza spiegherebbe molte delle proprietà viste finora, come la comprimibilità o la capacità di diffusione. Costruiamo quindi un modello particellare, analizzando le differenze tra stato solido, liquido e aeriforme.
Tabella 2 Le proprietà specifiche dei solidi.
Il modello particellare rappresenta la materia come un insieme di particelle molto piccole in continuo movimento. Le particelle del modello vengono rappresentate come palline (anche se la loro vera forma non è sferica) e sono sufficienti a interpretare le proprietà dei corpi nei vari stati di aggregazione grazie a prove indirette, ma valide, dell’esistenza delle particelle e della loro capacità di muoversi. La velocità del moto di queste particelle cresce con la temperatura (vedi Schema 1).
1
Ragiona con lo schema Quali sono gli stati fisici della materia nel modello particellare? Lo stato gassoso Le particelle di un aeriforme si muovono casualmente in un ampio spazio vuoto. Le forze di attrazione reciproca sono molto deboli. Lo stato liquido Le particelle di un liquido sono molto vicine fra loro e si muovono casualmente con velocità ridotte, mantenendo costanti le distanze reciproche. Tutto ciò accade perché le forze che le legano, pur abbastanza intense, sono più deboli di quelle dei solidi. Lo stato solido Le particelle di un solido sono a stretto contatto e vibrano intorno a posizioni fisse, perché legate da forze intense.
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UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
2
Lezione
I passaggi di stato
Panoramica sui passaggi di stato Nello Schema 1 vengono citati tutti i passaggi di stato tra solidi, liquidi e aeriformi.
1
Ragiona con lo schema Quanti e quali sono i passaggi di stato? Le frecce in rosso, che vanno da sinistra verso destra, indicano un assorbimento di calore da parte della sostanza.
Sono indicati in grigio i passaggi che coinvolgono il plasma, in quanto non verranno trattati nello specifico in questo libro.
Sublimazione
Fusione
Vaporizzazione*
Solidificazione
Condensazione
Solido
Liquido
Aeriforme
Plasma
Brinamento Le frecce azzurre, che tornano verso sinistra, indicano una liberazione di calore da parte della sostanza presa in esame.
* la vaporizzazione comprende evaporazione ed ebollizione
Solido Liquido La fusione è il passaggio di una sostanza dallo stato solido a quello liquido. La fusione di una data sostanza, a una pressione determinata, si verifica a una temperatura specifica e costante denominata punto di fusione o temperatura di fusione che può essere, quindi, usato per identificare una sostanza.
VIDEO Come si interpretano la fusione e la solidificazione con il modello particellare?
Il processo inverso, ossia il passaggio dall’acqua distillata al cubetto di ghiaccio, si definisce solidificazione.
La solidificazione è il passaggio di una sostanza dallo stato liquido a quello solido. È importante notare come il punto di solidificazione o temperatura di solidificazione coincida con quello di fusione. Per esempio, a pressione ambiente, la fusione del ghiaccio e il congelamento dell’acqua avvengono entrambi alla temperatura di 0 °C.
I passaggi di stato LEZIONE 2
13
Liquido Aeriforme Il passaggio di stato da liquido a vapore prende il nome di vaporizzazione; se il processo interessa solo la superficie del liquido si chiama evaporazione, se interessa l’intera massa della sostanza si parla di ebollizione. Come la fusione, anche l’ebollizione di una data sostanza (a una determinata pressione) avviene a una temperatura specifica e costante denominata punto di ebollizione o temperatura di ebollizione. Il processo inverso si può osservare, specialmente durante l’inverno, sui vetri delle macchine, i quali si ricoprono di goccioline d’acqua all’interno: si forma quella che viene chiamata condensa).
La condensazione è il passaggio di una sostanza dallo stato aeriforme a quello liquido.
Curve di raffreddamento Che cosa succede se raffreddiamo in maniera costante una sostanza allo stato aeriforme? Proviamo a costruire un grafico in cui si osserva l’andamento della temperatura in funzione del tempo.
Figura 1 Curva di raffreddamento dell’acqua.
temperatura
Vediamo che cosa accade nei cinque tratti indicati nel grafico [Fig. 1]. a′ Il vapore viene pian piano raffreddato fino ad a′ arrivare alla temperatura di condensazione. aeriforme b′ b′ Una volta raggiunta la temperatura di concondensazione densazione il vapore inizia a condensarsi. In c′ sosta termica liquido questo arco di tempo coesistono gli stati aeriforme e liquido, e la temperatura non diminuirà fino a quando tutto il vapore non d′ sarà condensato. Il calore sottratto viene detsolido solidificazione sosta termica e′ to calore latente di condensazione (numericamente pari a quello di ebollizione) ed è tempo quello che viene ceduto dalle particelle di vapore mentre perdono energia cinetica pasLa curva di raffreddamento descrive il modo in cui la sando allo stato liquido. temperatura di una sostanza, inizialmente aeriforme, varia in funzione del tempo, mentre viene sottratto calore a velocità c′ Il liquido appena ottenuto viene raffreddato costante. Durante i passaggi di stato la temperatura non varia fino al raggiungimento della temperatura di e si hanno soste termiche. solidificazione. d′ Una volta raggiunta la temperatura di solidificazione il liquido inizia a solidificare. Vi è la coesistenza di particelle liquide e solide e la temperatura rimane costante finché tutto il liquido non si sarà trasformato in solido. Il calore, sottratto durante questo passaggio di stato, viene VIDEO Curva di riscaldadetto calore latente di solidificazione (numericamente pari a quello di fusione) mento e curva di e viene ceduto dalle particelle di liquido che smettono di scorrere le une sulle raffreddamento dell’acqua altre per assumere posizioni fisse (possono solo vibrare). e′ Il solido ottenuto viene raffreddato e portato a una temperatura sempre minore, e le particelle tendono a vibrare sempre meno fino a quando non si fermano del tutto (al raggiungimento “teorico” dello zero assoluto, ossia −273,15 °C). Analogamente è possibile creare una curva di riscaldamento, scaldando una sostanza solida in maniera costante.
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UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
3
Lezione
La teoria cinetica e le leggi dei gas
Un modello valido per tutti i gas: il gas perfetto Le particelle allo stato gassoso sono quelle più debolmente legate tra loro e dotate perciò di una elevata libertà di movimento. Nei gas reali (gas esistenti in natura) le forze che si esercitano fra le particelle sono deboli, ma non nulle, e il volume delle particelle, seppur piccolo, non è trascurabile rispetto al volume del recipiente. Ogni gas ha un suo comportamento caratteristico, anche se piuttosto simile a quello degli altri gas, a seconda del tipo e delle dimensioni delle molecole che lo costituiscono. All’aumentare della temperatura e al diminuire della pressione le particelle dei gas si allontanano sempre più le une dalle altre, finché le loro interazioni (attrazioni e repulsioni) e le loro dimensioni diventano trascurabili, relativamente al volume occupato. In queste condizioni tutti i gas tendono a comportarsi da gas perfetti o gas ideali e le differenze tra essi scompaiono, per cui obbediscono tutti alle stesse leggi [Fig. 1]. Si esercitano deboli forze tra particelle il cui volume, seppur piccolo, non è trascurabile.
Figura 1 La differenza tra gas reale e gas ideale.
P gas reale alte P basse T
Non ci sono interazioni tra particelle che, pur avendo una massa, sono considerate puntiformi (quindi prive di volume).
gas ideale basse P alte T
T
Un gas perfetto o gas ideale è un modello di gas, caratterizzato da molecole puntiformi (di dimensioni trascurabili) ma dotate di massa e prive di interazioni reciproche. Naturalmente, i gas perfetti non esistono in natura, ma sono modelli astratti a cui i gas reali sono più o meno simili (anche a temperatura e pressione ambiente). Il comportamento dei gas perfetti è descritto dall’equazione di stato dei gas perfetti e dalle varie leggi dei gas da essa derivate (che esamineremo più avanti) e può essere interpretato mediante la teoria cinetica dei gas.
La teoria cinetica dei gas La teoria cinetica dei gas venne formulata attorno alla metà del XIX secolo da numerosi fisici, tra cui James C. Maxwell (1831-1879), Ludwig Boltzmann (1844-1906) e Rudolf J. E. Clausius (1822-1888). Questa teoria è ritenuta valida, a rigore, solo per i gas perfetti, ma rappresenta una buona approssimazione anche per le proprietà dei gas reali. I suoi punti essenziali sono illustrati nello Schema 1 a pagina seguente.
La teoria cinetica e le leggi dei gas LEZIONE 3
15
1
Ragiona con lo schema In cosa consiste la teoria cinetica dei gas? 1 I gas sono costituiti da un gran numero di molecole in veloce movimento casuale, di dimensioni trascurabili.
La maggior parte dello spazio occupato da un gas è vuoto: questo spiega la bassa densità dei gas e la loro comprimibilità.
3 Le molecole di un gas sono prive di interazioni reciproche, salvo nell’istante in cui collidono.
La mancanza di interazioni fra le molecole fa sì che un gas non possa passare allo stato liquido per semplice compressione.
2 Le molecole si scontrano continuamente tra loro e con le pareti del recipiente con urti elastici.
Gli urti contro le pareti avvengono senza perdita di energia cinetica, seguendo una traiettoria a zig-zag. Sono proprio questi urti a generare la pressione del gas.
4 La velocità è diversa da molecola a molecola. La loro energia cinetica media è proporzionale alla temperatura assoluta (in K) del gas.
La temperatura è una manifestazione a livello macroscopico della velocità delle molecole: una temperatura più alta comporta un moto più rapido delle molecole stesse.
Come visto nello Schema 1, le molecole dei gas si possono immaginare come palline che si urtano. Sono però palline un po’ particolari: nel mondo macroscopico anche la pallina più elastica dopo qualche rimbalzo sul pavimento si arresta, perché la sua energia cinetica si trasforma in altre forme di energia. Le molecole dei gas invece (anche di quelli reali) non si fermano mai, poiché durante gli urti conservano la loro energia cinetica. Se così non fosse, le molecole diventerebbero sempre più lente e la temperatura si abbasserebbe, determinando infine la condensazione del gas. La «spinta» che una molecola esercita sulla parete del recipiente al momento dell’urto è estremamente piccola, ma gli urti sono numerosissimi e possono originare una notevole pressione. Essa è uniforme su tutte le pareti, dato il moto disordinato delle molecole: per questo un palloncino pieno di un gas assume forma sferica [Fig. 2].
Le variabili di stato Lo stato fisico di un campione di una sostanza qualsiasi è determinato se sono noti i valori di quattro variabili di stato: pressione (P), volume (V), temperatura (T) e quantità di sostanza (n). In questa lezione tratteremo le semplici leggi dei gas, che descrivono la relazione tra due variabili di stato, quando la quantità di sostanza e un’altra variabile sono mantenute costanti. Nella Tabella 1 sono riassunte tutte e tre le leggi dei gas che sono valide, a rigore, per i gas perfetti ma che, con buona approssimazione, indicano anche il comportamento dei gas reali.
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UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
Figura 2 La forma
sferica di un palloncino è dovuta alla costanza della pressione del gas in tutte le direzioni.
Tabella 1 Le leggi dei gas. LEGGE
PROPORZIONALITÀ
ESEMPIO 5 kg
A
Boyle T costante Isoterma
Charles P costante Isobara
RAPPRESENTAZIONE GRAFICA B P (atm)
raddoppiando la P dimezza il V
T costante (400 K)
a T cost.
Inversa P · V = cost.
V costante Isocora
A
1 T = 400 K V =1L P = 1 atm
T = 400 K V = 0,5 L P = 2 atm
A
B
Diretta V = cost. T
a P cost.
1
dimezzando la T dimezza il V
0,5
T = 400 K V = 0,5 L P = 2 atm
T = 800 K V =1L P = 2 atm
A
B
Diretta P = cost. T
0
0
0,5
P costante (2 atm) B A
0
400
P (atm)
2
dimezzando la T dimezza la P
1 T = 800 K V =1L P = 2 atm
0
V (L)
1
(–273,15 °C)
a V cost.
T = 400 K V =1L P = 1 atm
0
V (L)
raddoppiando la T raddoppia il V
raddoppiando la T raddoppia la P
Gay-Lussac
B
2
dimezzando la P raddoppia il V
800
T (K)
V costante (1 L) B A
0
400
(–273,15 °C)
800
T (K)
La legge di Boyle (T costante = isoterma) La relazione matematica tra pressione e volume di un gas a temperatura costante fu trovata per via sperimentale dallo scienziato anglo-irlandese Robert Boyle (1627-1691). Egli riscontrò che, a temperatura costante, il loro prodotto è costante.
Legge di Boyle
P1V1 = P2V2
A temperatura costante, il volume occupato da una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione.
La legge di Charles (P costante = isobara) Jacques Charles (1746-1823), fisico e matematico francese, condusse una serie di esperimenti per stabilire la relazione che intercorre fra volume e temperatura dei gas a pressione costante, riscontrando che il rapporto tra volume e temperatura rimane invariato. VIDEO - Come formulare le tre leggi dei gas - Le leggi di Boyle, Charles, Gay-Lussac
Legge di Charles
V1 V2 = T1 T2
La teoria cinetica e le leggi dei gas LEZIONE 3
17
A pressione costante, il volume occupato da una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta (espressa in kelvin).
La legge di Gay-Lussac (V costante = isocora) Il chimico francese Joseph L. Gay-Lussac (1778-1850) appurò la relazione matematica tra pressione e temperatura di un gas a volume costante, in seguito a un’indagine sperimentale.
Legge di Gay-Lussac
P1 P = 2 T1 T2
A volume costante, la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta (espressa in kelvin).
4
Lezione
Trasformazioni fisiche e chimiche
VIDEO - Che cosa accade se immergiamo dei metalli dentro una soluzione di acido cloridrico? - Un cucchiaio di gallio
In quali modi si trasforma la materia? La materia è soggetta a continue trasformazioni. Trasformazioni della materia avvengono dentro di noi e intorno a noi continuamente e sono spesso azioni della nostra vita quotidiana. Qual è la natura delle trasformazioni che riguardano la materia? Lo possiamo capire, per esempio, osservando due fenomeni molto diversi tra loro [Fig. 1]: • il ghiaccio della banchisa antartica che sta parzialmente fondendo; • alcuni chiodi di ferro che si stanno trasformando in ruggine. Nella fusione del ghiaccio, l’acqua cambia stato fisico (passa dallo stato solido a quello liquido), ma rimane pur sempre acqua, ossia la stessa sostanza che era presente inizialmente. La fusione del ghiaccio è una trasformazione fisica. L’arrugginimento del ferro comporta un cambiamento radicale: la ruggine è rosso-bruna, presenta una massa maggiore ed è più fragile e friabile. Il ferro, infatti, reagendo con l’ossigeno e con l’acqua, si trasforma in altre sostanze che costituiscono la ruggine. L’arrugginimento è una trasformazione chimica. Possiamo quindi dedurre quanto segue:
le trasformazioni fisiche non danno origine a nuove sostanze. Al contrario le trasformazioni chimiche o reazioni chimiche sono processi in cui le sostanze iniziali si trasformano in nuove sostanze.
Le trasformazioni fisiche Nella lezione 2 abbiamo analizzato in dettaglio i tre stati fisici della materia e i possibili passaggi di stato. Tutti i passaggi di stato, vale a dire le trasformazioni da uno stato fisico a un altro, sono trasformazioni fisiche, perché non alterano la composizione delle sostanze coinvolte.
18
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
Figura 1 Esempi di trasformazioni fisiche A e chimiche B . A
B
Altra comune trasformazione fisica è la dilatazione, ossia l’aumento di volume subito da solidi, liquidi e gas sottoposti a riscaldamento. Nessun cambiamento avviene nella composizione di un corpo dilatato e il fenomeno cessa allontanando la fonte di calore [Fig. 2A]. Generalmente, si classifica come trasformazione fisica anche la dissoluzione del sale in acqua [Fig. 2B] perché basta allontanare l’acqua mediante evaporazione o ebollizione per ottenere di nuovo il sale. Proprio quest’ultima operazione è effettuata per produrre il sale a partire da acqua di mare (in cui esso si trova disciolto) in appositi stabilimenti denominati saline. Dilatazione Se fredda, la sferetta metallica riesce ad attraversare l’anello; dopo il riscaldamento, essa si dilata, aumentando di volume e quindi non è più in grado di passare attraverso l’anello.
A
VIDEO - La dilatazione termica nei liquidi - La dilatazione dei gas
Figura 2 Esempi di
trasformazioni fisiche. B
Dissoluzione Il sale da cucina (cloruro di sodio) si scioglie facilmente in acqua. Può essere recuperato, del tutto inalterato, mediante evaporazione o ebollizione del liquido.
sfera di metallo
Le reazioni chimiche Riprendiamo l’esempio dell’arrugginimento del ferro per definire alcuni termini fondamentali nelle reazioni chimiche.
Le sostanze iniziali di una reazione chimica sono dette reagenti mentre quelle finali sono definite prodotti. Nella scrittura di una reazione chimica i reagenti e i prodotti vengono separati da una freccia, ossia: 0 °C brinamento
reagenti → prodotti Nel caso dell’arrugginimento, i reagenti sono tre (ferro, ossigeno, acqua), mentre i prodotti consistono in un insieme di sostanze simili fra loro (che formano la ruggine). Come si può individuare una trasformazione chimica e distinguerla da quelle fisiche? Esistono alcuni criteri che si possono osservare, come il cambiamento di colore, la formazione di gas o di un precipitato, la liberazione di calore (con eventuale formazione di fiamma). Li analizzeremo nel dettaglio nello Schema 1 a pagina seguente. Attenzione però, moltissime reazioni chimiche si svolgono senza che si manifesti alcun cambiamento evidente (quindi per accorgersi dell’avvenuta reazione sono necessarie analisi più specifiche). Inoltre, raramente, questi fenomeni appena elencati possono avvenire anche a seguito di trasformazioni fisiche. Per esempio, un cambiamento di colore (da un solido scuro a vapori violetti) avviene durante la sublimazione dello iodio [Fig. 3], o ancora uno sviluppo di gas si produce anche quando si toglie il tappo alla bottiglia di una bibita gassata.
80 °C sublimazione
Figura 3 I processi
di brinamento e sublimazione dello iodio.
Trasformazioni fisiche e chimiche LEZIONE 4
19
1
Ragiona con lo schema Quali sono i possibili segnali di una reazione chimica? 1 Cambiamento di colore Un vistoso cambiamento cromatico si osserva quando a una soluzione di colore giallo, si aggiunge con il contagocce una soluzione incolore: il colore giallo passa a rosso intenso, a causa della formazione di prodotto.
2 Formazione di gas L’acido cloridrico disciolto nella beuta, reagendo con bicarbonato di sodio aggiunto con il contagocce, sviluppa bollicine di anidride carbonica gassosa.
3 Formazione di un precipitato Un precipitato consiste in un solido che si forma per reazione di due sostanze disciolte in acqua.
4 Liberazione intensa di calore con formazione di fiamma In atmosfera di solo ossigeno, la lana d’acciaio brucia vivacemente. Questo è un caso evidente di reazione segnalata da intenso sviluppo di calore ed emissione di fiamme.
Esistono numerosi esempi di reazioni chimiche che avvengono nella vita quotidiana: la combustione del carburante nel motore delle auto o quella del metano nella caldaia di casa, la corrosione dei metalli, i processi che avvengono nelle pile, l’irrancidimento dei grassi e la cottura dei cibi.
Trasformazioni reversibili e irreversibili Dopo una trasformazione fisica si può quasi sempre ripristinare la situazione iniziale mediante la trasformazione fisica inversa (per esempio i vari passaggi di stato presenti nel ciclo dell’acqua).
Le trasformazioni fisiche sono in genere reversibili. Esistono però alcune trasformazioni fisiche irreversibili, dopo le quali lo stato iniziale del materiale non è recuperabile. Possiamo citare la disgregazione dei corpi solidi, per esempio le rocce. Anche le trasformazioni chimiche sono talvolta irreversibili: per esempio, dopo un’esplosione della polvere da sparo non si può in alcun modo riottenere direttamente il materiale originario. Tuttavia, questi sono casi piuttosto rari.
Le reazioni chimiche sono spesso reversibili. Ciò significa che, a seconda delle condizioni, possono decorrere dai reagenti ai prodotti o, inversamente, dai prodotti ai reagenti. La Tabella 1 illustra alcuni esempi di reazioni reversibili e irreversibili.
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UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
Tabella 1 Esempi di reazioni fisiche/chimiche, reversibili/irreversibili. TRASFORMAZIONE
REVERSIBILE
IRREVERSIBILE
vapore acqueo condensato evaporazione precipitazioni
Fisica (non si formano nuove sostanze) disgregazione di un solido (es. rocce)
evaporazione e condensazione nel ciclo dell’acqua
Chimica (si formano nuove sostanze)
–20 °C
tetrossido di diazoto (incolore)
5
Lezione
10 °C
diossido di azoto (rosso-bruno)
reazione esplosiva della polvere da sparo
Sistemi omogenei ed eterogenei
Le sostanze pure Per analizzare la composizione della materia, proviamo a studiarla considerandone solo una parte, detta sistema. All’interno di un sistema, si possono distinguere una o più fasi, ciascuna delle quali ha caratteristiche proprie e nettamente distinguibili dalle altre.
Un sistema è una porzione di materia ben delimitata. Ogni sistema è composto da una o più fasi, ciascuna con caratteristiche chimiche e fisiche proprie e distinguibili dalle altre. Se nel sistema è presente una sola fase si parla di sistema omogeneo, se invece sono presenti più fasi abbiamo un sistema eterogeneo.
Una sostanza pura è una sostanza che contiene impurezze (sostanze estranee) in quantità così piccole da non modificare in modo significativo le proprietà della sostanza stessa. L’acqua potabile non è pura: contiene infatti sali e altre sostanze in quantità non trascurabile [Fig. 1]. Per il chimico, la purezza è un requisito indispensabile delle sostanze: in pratica i termini sostanza e sostanza pura sono sinonimi. La purezza che si richiede
ELEMENTI mg/L Calcio 36,3 Magnesio 12,7 Sodio 2,1 Potassio 0,5 Bicarbonati 150 Solfati 18,9 Cloruri 2,3 Nitrati 4,4 Nitriti < 0,002
Figura 1 L’etichetta di un’acqua microbiologicamente pura.
MINERA QUA LE AC
fonte Sant’Alberto
MICROBIOLOGICAMENTE PURA
Sistemi omogenei ed eterogenei LEZIONE 5
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a una sostanza dipende dall’uso cui è destinata: per esempio, le sostanze impiegate nei laboratori di analisi contengono di solito meno dello 0,1% di impurezze. Ma sostanze pure al 100% possono davvero esistere? La risposta è negativa: nonostante le raffinate tecniche di separazione esistenti, non è possibile ottenere sostanze completamente pure. Quantità minime di impurezze sono sempre presenti. Una singola sostanza pura può essere presente in un sistema in una sola fase (per esempio acqua distillata) o in più fasi (per esempio acqua distillata e cubetti di ghiaccio, ottenuti sempre con acqua distillata). Nel primo caso avremo perciò un sistema omogeneo (l’acqua è presente in un solo stato fisico), nel secondo avremo un sistema eterogeneo (l’acqua è presente in più stati fisici).
Le miscele Per renderci conto di quanto sia difficile trovare sostanze pure in natura, proviamo ancora una volta a osservare i materiali che costituiscono il nostro mondo: spesso è sufficiente un esame sommario per accorgersi, in base a proprietà intensive facilmente rilevabili, che essi sono formati da diversi componenti: sono miscele [Tab. 1].
Una miscela è un materiale di composizione variabile formato da due o più sostanze.
VIDEO I cementi, miscele utili ma inquinanti
GALLERIA Miscele eterogenee e soluzioni
In un sistema formato da acqua e sabbia ci sono due fasi: l’acqua (liquida) e la sabbia (solida); per questo motivo si parla di miscela eterogenea o miscuglio. Analizziamo un altro sistema, formato da acqua e solfato rameico: in questo caso la miscela che si ottiene è uniforme in tutte le sue parti (c’è una sola fase), quindi abbiamo una miscela omogenea o soluzione. Tabella 1 Esempi di sistemi eterogenei e omogenei. MATERIA Sistema eterogeneo (due o più fasi)
Sistema omogeneo (una sola fase)
una sola sostanza ↓ Sostanza pura in più stati fisici
due o più sostanze ↓ Miscela eterogenea (miscuglio)
una sola sostanza ↓ Sostanza pura in un solo stato fisico
due o più sostanze ↓ Miscela omogenea (soluzione)
acqua distillata + ghiaccio
acqua e olio
acqua distillata
acqua e solfato rameico
Le miscele omogenee: le soluzioni Spesso non è facile stabilire se un materiale è o no una miscela di più componenti. Abbiamo già detto che l’acqua potabile non è una sostanza pura, nonostante sia un liquido limpido che, a prima vista, sembra formato solo da acqua. Si può osservare la presenza di sostanze in essa disciolte riscaldandola: poco prima dell’ebollizione, a causa dell’aumento di temperatura, si liberano dal liquido bollicine costituite da gas in precedenza disciolti. Inoltre se, raggiunta l’ebollizione, si continua per qual-
22
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
che minuto il riscaldamento, l’acqua diventa torbida per la presenza di calcare, un solido bianco in sospensione, formatosi da altre sostanze solide (sali) che prima si trovavano disciolti nell’acqua. Le miscele simili all’acqua del rubinetto sono dette omogenee.
Le miscele omogenee o soluzioni presentano le stesse proprietà intensive in ogni loro parte. I componenti delle soluzioni sono mescolati così intimamente che non è possibile riconoscerli nemmeno con i più potenti microscopi: per esempio, in una soluzione zuccherina, lo zucchero disciolto non è distinguibile dall’acqua e la soluzione è trasparente e limpida. In natura, le soluzioni sono meno diffuse dei miscugli, ma d’importanza fondamentale per la vita degli organismi: basti ricordare le soluzioni acquose, costituite principalmente da acqua e numerosi sali, e l’aria, formata in gran parte da due gas, azoto e ossigeno. In una soluzione distinguiamo i seguenti componenti [Tab. 2]: • un solvente, il componente principale, che determina lo stato fisico della soluzione; • uno o più soluti, i componenti presenti in quantità minori. Tabella 2 I vari tipi di soluzione con relativi esempi. SOLUZIONI
SOLIDE
LIQUIDE
GASSOSE
SOLVENTE
Solido (rame)
Liquido (acqua)
Gas (metano)
SOLUTO/I
Solido (zinco e altri in quantità minori)
Solido (sali minerali)
Liquido (alcool etilico)
Ottone: una lega metallica
Acqua potabile
Bevande alcoliche
Gas (diossido di carbonio)
Gas (etano e altri in quantità minori)
Acqua gassata (non sottoposta ad agitazione)
Gas naturale per uso domestico
ESEMPI
6
Lezione
I metodi di separazione delle miscele eterogenee
Come si separano i componenti delle miscele eterogenee Nel loro lavoro i chimici usano in genere sostanze pure; quindi le miscele, sia omogenee sia eterogenee, devono essere frazionate, occorre cioè separare i loro componenti. Per frazionare le miscele eterogenee, si può ricorrere a vari metodi meccanici o fisici basati sull’azione della gravità o della forza centrifuga oppure sulla diversa solubilità dei componenti. Queste tecniche sono brevemente descritte nella Tabella 1 a pagina seguente (suddivise in base al tipo di miscela eterogenea da separare).
Chem Word Eterogeneo | Heterogeneous dal latino eterogèneus, dal greco eterogenès, composto da èteros «diverso» e gènos «origine, genere», a indicare oggetti di natura o qualità diversa da un’altra
I metodi di separazione delle miscele eterogenee LEZIONE 6
23
Tabella 1 Tecniche per la separazione di miscele eterogenee. TIPO DI MISCELA ETEROGENEA
TECNICA DI SEPARAZIONE
PRINCIPIO DI SEPARAZIONE
ESEMPIO
FUNZIONAMENTO
solido + solido
cristallizzazione
diversa solubilità
sale + sabbia
il sale grezzo ottenuto nelle saline dev’essere separato dai residui di sabbia o altre impurezze
decantazione
diversa densità
vino + fecce
se il vino viene lasciato a riposo le fecce eventualmente presenti si depositano sul fondo
filtrazione
diversa dimensione delle particelle
olio + residui metallici
nei filtri delle auto un materiale speciale raccoglie i residui metallici presenti nell’olio del motore
solido + liquido
sangue
i corpuscoli presenti nel sangue (cellule o frazioni di esse) si separano dal liquido plasmatico grazie alla centrifugazione
filtrazione
diversa dimensione delle particelle
aria inquinata
negli impianti di areazione i filtri consentono di purificare l’aria bloccando le particelle indesiderate
stratificazione
diversa densità
olio + acqua
l’utilizzo di un imbuto separatore permette di separare due liquidi immiscibili tra loro
centrifugazione
diversa densità
solido + gas
liquido + liquido
Solido/solido: la cristallizzazione La cristallizzazione consiste nella separazione di un soluto dalla sua soluzione sotto forma di cristalli, cioè solidi dalla forma geometrica definita.
VIDEO - Separazione dei due componenti di un miscuglio solido - Come avviene la purificazione di un solido?
La cristallizzazione è impiegata in laboratorio per purificare una sostanza solida dalle sue impurezze (sostanze estranee presenti in piccola quantità). Nello Schema 1 la cristallizzazione viene usata per separare il sale (per esempio raccolto nelle saline) dai residui di sabbia o altre impurezze presenti.
1
Ragiona con lo schema Quali sono le fasi della separazione per cristallizzazione? La miscela eterogenea di sale e sabbia viene versata nell’acqua (che inizia a sciogliere il sale)
24
Il riscaldamento provoca la completa dissoluzione del sale (ma non della sabbia)
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
La miscela viene filtrata a caldo per separare la sabbia dalla soluzione di acqua e sale.
Lasciando raffreddare lentamente l’acqua (che in parte evapora) si formano dei cristalli di sale puro.
Solido/liquido (1): la decantazione
Figura 1 La tecnica della decantazione.
La decantazione è un metodo di frazionamento di una sospensione basato sulla sedimentazione del componente solido.
liquido limpido
In questa tecnica [Fig. 1], si lascia a riposo la sospensione in un contenitore adeguato, finché il solido non sedimenta (ovvero si deposita) sul fondo e il liquido non diventa limpido. Si versa quindi il liquido con cautela in un secondo contenitore evitando rimescolamenti. La decantazione non dà una separazione completa del solido dal liquido, perciò spesso viene seguita dalla filtrazione. Per esempio nel processo di vinificazione viene eseguita la decantazione del vino, attraverso periodici travasi, allo scopo di eliminare il materiale solido in sospensione e rendere il vino limpido.
sedimento
Solido/liquido (2): la filtrazione Figura 2 La tecnica della
Nella filtrazione il solido sospeso in un liquido viene trattenuto da un materiale poroso, che lascia passare il liquido. La miscela solido-liquido (che può essere anche stata sottoposta a decantazione) viene versata su un filtro di materiale poroso (detto comunemente carta da filtro) disposto sopra un imbuto di vetro [Fig. 2]. Il solido viene trattenuto dal filtro e prende il nome di residuo solido, mentre il liquido lo attraversa ed è detto filtrato. Ovviamente i pori del filtro devono essere di diametro tale da trattenere anche le particelle solide più piccole, pur consentendo un passaggio del liquido abbastanza veloce. Esistono degli esempi di filtrazione anche in natura: le balene usano i fanoni come filtri per trattenere nella bocca il plancton di cui si nutrono ed espellere l’acqua di mare. Con lo stesso principio è possibile separare anche miscele eterogenee solido/gas: i filtri per l’aria presenti nelle auto o nei sistemi di areazione riescono a far passare l’aria (particelle piccolissime) trattenendo le sostanze solide in essa presenti (più grosse) tramite appositi filtri di vario materiale.
filtrazione.
imbuto di vetro
miscuglio eterogeneo di un liquido e di un solido carta da filtro che trattiene il solido
filtrato
Solido/liquido (3): la centrifugazione Alcune miscele solido-liquido sono difficili da separare usando i due metodi precedenti, di solito a causa della piccola dimensione delle particelle di solido o della bassa differenza di densità tra solido e liquido. In questi casi perciò si ricorre alla centrifugazione [Fig. 3 a pagina seguente].
VIDEO Frazionamento di un miscuglio solido-liquido
Nella centrifugazione i componenti di una sospensione sono separati per azione della forza centrifuga.
I metodi di separazione delle miscele eterogenee LEZIONE 6
25
C Il componente più denso (comunemente il solido) risulta sottoposto a una forza centrifuga più intensa.
A a miscela viene versata in un’apposita provetta. A
B
centrifugazione. D
C
B La provetta è introdotta in una centrifuga, all’interno della quale viene fatta ruotare rapidamente.
Figura 3 La tecnica della
D Tale componente, proprio a causa della maggiore densità, si deposita velocemente sul fondo della provetta, separandosi dall’altro componente.
Importanti applicazioni della centrifugazione sono la separazione del plasma sanguigno dalle cellule sospese in campo biologico e la scrematura del latte nell’industria lattiero-casearia.
Liquido/liquido: la stratificazione Se lasciati a riposo per un tempo sufficiente, due liquidi immiscibili si stratificano l’uno sull’altro e il liquido più denso va in basso. Un esempio molto conosciuto è quello dell’acqua e dell’olio: l’olio d’oliva ha una densità pari a circa 0,92 g/cm3 e quindi galleggia sull’acqua (densità 1,0 g/cm3). Per separare i liquidi di questo tipo, si impiega di solito l’imbuto separatore [Fig. 4]. A
B
A Dopo aver lasciato riposare la miscela, si nota la netta separazione dei due liquidi.
B Aprendo il rubinetto, si raccoglie in un recipiente opportuno lo strato inferiore fino alla sua fuoriuscita completa.
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
stratificazione.
C
C Si chiude quindi il rubinetto, così da lasciare nell’imbuto il liquido meno denso, che può essere versato in un altro recipiente.
Il processo di stratificazione di due liquidi immiscibili può essere accelerato per centrifugazione: nei frantoi si usa questa procedura per separare dalla parte acquosa l’olio ottenuto dalla spremitura delle olive.
26
Figura 4 La tecnica della
7
Lezione
I metodi di separazione delle miscele omogenee
Come si separano i componenti delle miscele omogenee Prendiamo in esame la separazione dei componenti di alcune miscele omogenee (solide o liquide). Le procedure di frazionamento effettuate a tale scopo si basano su metodi fisici, che lasciano inalterata la natura delle sostanze. Tecniche particolarmente importanti sono l’estrazione, la cromatografia e la distillazione [Tab. 1]. Le apparecchiature impiegate in tali metodi sono in genere più complesse di quelle in uso per il frazionamento delle miscele eterogenee. Tabella 1 Tecniche per la separazione di miscele omogenee. TECNICA DI SEPARAZIONE
PRINCIPIO DI SEPARAZIONE
estrazione con solvente
diversa affinità
ESEMPIO
FUNZIONAMENTO
l’acqua calda estrae dalle foglie del tè (o dal caffè) solo alcune sostanze tè o caffè
cromatografia
il colore delle foglie è dato da una serie di pigmenti presenti all’interno delle stesse
diversa affinità
pigmenti delle foglie
distillazione semplice
per ottenere acqua distillata si sfrutta la maggiore volatilità del liquido rispetto ai solidi in esso disciolti
diversa volatilità
acqua distillata
distillazione frazionata
da un barile di petrolio si ricavano moltissime sostanze (gassose e liquide)
diverso punto di ebollizione petrolio grezzo
I metodi di separazione delle miscele omogenee LEZIONE 7
27
L’estrazione con solvente L’estrazione consiste nel separare miscele omogenee, contenenti numerose sostanze, estraendone soltanto una parte, quella più affine al solvente. Questa tecnica di separazione viene utilizzata spesso in cucina, per esempio durante la preparazione del tè o del caffè. Osserviamo in particolare ciò che avviene durante la preparazione di un tè caldo [Fig. 1].
Figura 1 La separazione delle sostanze durante la preparazione di un tè.
C Le sostanze non affini all’acqua rimangono nella bustina e vengono rimosse dalle sostanze sciolte in soluzione (quindi, di fatto, sono state separate).
A Innanzitutto immergiamo la bustina del tè nell’acqua calda contenuta nella tazza. 5 minuti
B Lasciando la bustina immersa per un certo periodo di tempo, osserviamo un cambiamento di colore dell’acqua. È qui che sta avvenendo l’estrazione, infatti solo le sostanze che presentano un’elevata affinità con questo solvente stanno passando in soluzione.
Questa tecnica può essere usata in laboratorio anche per altri tipi di miscele omogenee (solido/liquido o liquido/liquido), sfruttando sempre la diversa affinità dei componenti per un solvente opportunamente aggiunto.
La cromatografia La cromatografia è un insieme di tecniche ampiamente utilizzate nel campo della ricerca e nell’industria. La sua invenzione risale agli inizi del Novecento, quando il botanico russo M. Tswett la utilizzò per separare i pigmenti delle foglie e le attribuì il nome di “cromatografia” proprio per il colore dei componenti ottenuti (dal greco khrôma = colore). Il principio su cui si basa è la differente affinità dei componenti di una miscela omogenea per due diverse fasi: una stazionaria e l’altra mobile.
I componenti della miscela omogenea da separare mediante la cromatografia sono trasportati attraverso uno strato fisso di materiale idoneo, la fase stazionaria, ad opera di un liquido o di un gas, la fase mobile o eluente, che fluisce attraverso tale materiale. Ci sono numerosi tipi di cromatografia che differiscono per la fase stazionaria o per l’eluente; qui prendiamo in considerazione la cromatografia su colonna e la cromatografia su carta. LA CROMATOGRAFIA SU COLONNA Nella procedura classica, si depone la miscela omogenea (solida o liquida) contenente le sostanze da separare nell’estremità superiore di una colonna riempita di un solido poroso, come silice o allumina (fase
28
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
stazionaria). Si fa scorrere per gravità l’eluente (costituito da un solvente opportuno) lungo la colonna. I componenti della miscela, spostandosi verso il basso con velocità diversa, si separano e possono essere raccolti uno alla volta. Il componente con affinità minore per la fase stazionaria (ossia meno trattenuto da questa) e con affinità maggiore per quella mobile si sposterà più rapidamente, seguito dagli altri secondo le loro affinità per le due fasi: in tal modo i componenti della soluzione si separano gli uni dagli altri [Fig. 2]. Figura 2 La cromatografia su colonna. Man mano che l’eluente trascina la miscela lungo la fase stazionaria, i tre componenti (inizialmente indistinguibili) si separano gradualmente e vengono raccolti in contenitori differenti.
t
VIDEO La cromografia su colonna
t
t
t
t
t
t
t
A
A
A
B
B
C
C
fase mobile (eluente) miscela omogenea da separare fase stazionaria
AFFINITÀ PER SOSTANZA
ELUIZIONE FASE FASE MOBILE STAZIONARIA
A
bassa
alta
veloce
B
media
media
media
C
alta
bassa
lenta
Una forma più moderna ed efficiente di cromatografia su colonna è la cromatografia liquida ad alta prestazione detta HPLC, in cui la fase mobile è spinta attraverso quella stazionaria da un’alta pressione. Si ottiene così una separazione dei componenti più efficiente e veloce. LA CROMATOGRAFIA SU CARTA E SU STRATO SOTTILE (TLC) La cromatografia su carta è la tecnica cromatografica più semplice ed è usata spesso per separare i componenti di una miscela di coloranti, come l’inchiostro. Anche in questo caso i componenti più affini alla fase mobile sono trasportati dall’eluente con velocità maggiore [Fig. 3]. In questo tipo di cromatografia l’eluente risale lungo la striscia di carta per capillarità.
Figura 3 La
cromatografia su carta.
L’eluente, assorbito dalla carta per capillarità, si muove verso l’alto determinando la separazione dei vari coloranti presenti nell’inchiostro.
Si depone sulla carta, in basso, una piccola quantità della miscela, per esempio del comune inchiostro nero, e si immerge l’estremità inferiore della carta in un eluente idoneo.
In maniera analoga, per separare i pigmenti della clorofilla, si può usare la cromatografia su strato sottile o TLC, una tecnica che unisce le due appena viste: in questo caso la fase stazionaria non è costituita da semplice carta ma da uno strato di silice o allumina (come nella colonna cromatografica) deposto su uno strato sottile di vetro o di metallo, che viene anch’esso immerso nella fase mobile, la quale risale lungo la lastrina per capillarità (come nella cromatografia su carta).
I metodi di separazione delle miscele omogenee LEZIONE 7
29
La distillazione Nel processo di distillazione la separazione della miscela avviene attraverso due passaggi di stato inversi: la vaporizzazione seguita dalla condensazione. L’apparecchiatura è infatti dotata di un pallone, all’interno del quale il liquido viene portato all’ebollizione, e da un tubo refrigerante, in cui scorre acqua fredda, all’interno del quale avviene la condensazione dei vapori prodotti. Il distillato così ottenuto viene raccolto in un recipiente posto all’imboccatura del refrigerante.
Chem Word Distillazione | Distillation dal latino destillare «gocciolare»
La distillazione è una tecnica di separazione che consiste nella vaporizzazione di un liquido e nella successiva condensazione dei vapori, sfruttando la diversa volatilità dei componenti della miscela. La distillazione può essere semplice o frazionata. VIDEO I pigmenti delle foglie
La soluzione presente nel pallone viene riscaldata e la sostanza più volatile comincia a bollire [Fig. 4]. Quando i vapori raggiungono il refrigerante, il contatto con le pareti fredde ne provoca la condensazione: viene perciò raccolto il distillato che lentamente gocciola nella beuta posta alla fine del tubo. Se si distilla una soluzione di acqua e sale, il distillato è formato solo da acqua, mentre il sale rimane nel pallone, a causa della sua volatilità (tendenza a evaporare) assai ridotta. Invece due liquidi, che hanno in genere una volatilità abbastanza simile, non possono essere separati in maniera completa per distillazione semplice. In questi casi, perciò, si ricorre alla distillazione frazionata. LA DISTILLAZIONE SEMPLICE
Figura 4 La distillazione semplice.
termometro acqua in uscita
soluzione di un solido in un liquido
refrigerante
La soluzione è portata all’ebollizione nel pallone, i vapori si condensano nel refrigerante e il distillato, contenente il componente più volatile, viene raccolto in un pallone. Il componente meno volatile resta in parte o totalmente nel pallone per distillazione.
pallone di distillazione calore
acqua in entrata
distillato
LA DISTILLAZIONE FRAZIONATA Nella distillazione frazionata l’apparecchiatura differisce da quella della distillazione semplice per la presenza di una colonna di frazionamento, riempita con perline di vetro posta subito sopra al pallone contenete la soluzione. Nella colonna il vapore ascendente si raffredda pian piano e condensa, rifluendo verso il basso; mentre il vapore sale, cede gradualmente al liquido di riflusso il componente meno volatile e si arricchisce in quello più volatile. Quando giunge in testa alla colonna, il vapore è perciò costituito solo dal componente più volatile, mentre quello meno volatile resta nel pallone. Di conseguenza, si raccoglie un condensato formato solo dal componente più volatile. Consideriamo, per esempio, la distillazione frazionata di una soluzione di acqua e acetone [Fig. 5].
30
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
Figura 5 La distillazione frazionata. termometro 56 °C man mano che si sale c’è sempre 60 °C meno acqua e più acetone 63 °C mezzo di riscaldamento
56 °C
condensatore 25 °C
uscita acqua
entrata acqua
pallone di distillazione
acetone
L’acqua (punto di ebollizione 100 °C) rifluisce totalmente nel pallone di distillazione, poiché la temperatura della colonna è nettamente inferiore a 100 °C. I vapori dell’acetone (punto di ebollizione 56 °C) raggiungono invece la testa della colonna: pertanto, il distillato è formato esclusivamente dall’acetone (il componente più volatile). A livello industriale la distillazione frazionata è usata nelle raffinerie per ottenere le frazioni del petrolio grezzo. Esso viene infatti portato ad altissime temperature in un forno, il quale è direttamente collegato a colonne di frazionamento alte decine di metri. Da queste si ricavano numerosi componenti come, per esempio, la benzina, il gasolio e il cherosene [Fig. 6]. Ciò è possibile grazie alle differenti temperature presenti all’interno di queste colonne.
gas (20 °C)
colonna di distillazione benzina (20-70 °C)
cherosene (160 -250 °C)
gasolio (250-300 °C)
olio pesante (300-350 °C)
petrolio
Figura 6 L’utilizzo della distillazione frazionata nelle raffinerie.
8
forno
bitume (>350 °C)
Lezione GALLERIA I composti e gli elementi costituenti
Elementi e composti
La classificazione delle sostanze Le sostanze pure di origine naturale sono rare, ma possiamo ottenerle attraverso l’uso delle tecniche di frazionamento a partire dalle miscele di cui sono i costituenti, come abbiamo appreso nelle ultime due lezioni. La distillazione dell’acqua potabile ci permette, per esempio, di ottenere l’acqua pura, separandola dalle altre sostanze disciolte in essa. È conoscenza comune che l’acqua sia formata da idrogeno e ossigeno. Una sostanza pura può essere quindi costituita da altre sostanze? Sebbene le sostanze pure naturali o sintetizzate (dall’industria chimica o nei laboratori) si contino a milioni, sono tutte costituite da un numero relativamente piccolo di componenti: gli elementi. Gli elementi naturali sono 90; a questi si aggiungono quelli prodotti artificialmente nei reattori nucleari che sono attualmente 28 (per esempio, nettunio, plutonio, americio), per un totale di 118: li trovi tutti elencati in fondo al tuo libro di testo nella tavola periodica degli elementi. Le sostanze sono in larga prevalenza composti, ossia sono formate da più elementi. L’acqua, come già detto, è un composto costituito da due elementi: l’idrogeno e l’ossigeno.
Chem Word Elemento | Element dal latino elemĕntu(m) Composto | Compound dal latino compòsitus, da compònere «mettere insieme, ordinare» VIDEO - Qual è la differenza tra composti e soluzioni? - Le differenze tra miscele e composti
Elementi e composti LEZIONE 8
31
Gli elementi Gli elementi sono sostanze che non possono essere decomposte per mezzo di metodi chimici in sostanze più semplici. Essi sono detti anche sostanze semplici. Gli elementi sono individuati da un nome e da un simbolo. I nomi hanno l’origine più varia: alcuni, di derivazione latina o greca, indicano una proprietà dell’elemento (per esempio, fluoro deriva dal latino fluorem “flusso”, in quanto sostanza fluida; cloro viene dal greco chloròs “giallo-verde”, perché gas di tale colore); altri provengono dal nome di uno scienziato (come fermio, rutherfordio o bohrio) o di una nazione (come francio o polonio). I simboli degli elementi derivano dal loro nome (spesso latino) e sono formati da una lettera maiuscola, accompagnata da una minuscola quando più simboli hanno la stessa iniziale, quali per esempio zolfo (S), [Fig. 1], selenio (Se) e silicio (Si).
Figura 1 Cristalli di zolfo: lo zolfo (S) è una sostanza semplice.
I composti I composti sono sostanze costituite da due o più elementi. Essi sono chiamati anche sostanze composte. I composti sono numerosissimi e possono essere sia naturali sia sintetici. Oltre all’acqua, sono esempi di composti l’alcol etilico (formato da idrogeno, ossigeno e carbonio), l’ammoniaca (formata da azoto e idrogeno), il metano (formato da carbonio e idrogeno), il cloruro di sodio (formato da sodio e cloro) e l’acqua ossigenata (formata da idrogeno e ossigeno) [Fig. 2]. Una sostanza pura può essere quindi sia un composto sia un elemento, e può essere ottenuta per separazione di una miscela attraverso i metodi fisici di frazionamento già visti. È possibile ottenere gli elementi a partire dai loro composti? I composti sono scissi nei loro elementi tramite metodi chimici.
La decomposizione di una sostanza nei suoi elementi costitutivi è sempre una trasformazione chimica, che modifica profondamente la natura della sostanza stessa.
Figura 2 L’acqua ossigenata (H2O2), usata comunemente come disinfettante, è una sostanza composta.
ossigeno
idrogeno
Per esempio, la decomposizione dell’acqua, ottenuta facendo passare corrente elettrica attraverso una soluzione acquosa di acido solforico (elettrolisi), produce idrogeno e ossigeno, due sostanze elementari del tutto diverse da essa (basti pensare che l’acqua è un liquido, mentre l’idrogeno e l’ossigeno sono gas) [Fig. 3]. D’altra parte, quando gli elementi reagiscono fra loro formando un composto (reazioni di sintesi), le loro proprietà scompaiono per dar luogo a quelle del composto. Per esempio, il cloruro di sodio (solido commestibile, bianco, cristallino, duro e fragile, solubile in acqua) non ricorda affatto nelle sue proprietà gli elementi da cui si forma: il sodio (metallo argenteo e tenero, che reagisce vivacemente con l’acqua) e il cloro (gas tossico dal colore giallo-verde pallido)
32
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
+ – 4,5 v Figura 3 L’acqua si decompone nei suoi elementi: idrogeno e ossigeno.
nochimica L’acqua: quanto ci costa averla pulita? “L’acqua è un bene prezioso”, una frase che si sente ripetere spesso: una frase ricca di significati. Inquinare l’acqua vuol dire aggiungere a essa sostanze che la rendono inutilizzabile. Questo avviene tutti i giorni, da quando la lasciamo scorrere inutilmente nel nostro lavandino, poiché finisce negli scarichi mischiandosi a sostanze inquinanti, fino alle tonnellate di acqua che vengono impiegate nei processi industriali, oppure attraverso lo sversamento accidentale di prodotti petrolchimici o fertilizzanti in corsi d’acqua e falde acquifere. Il processo di purificazione dell’acqua, che permette di eliminare i contaminanti, siano essi sostanze inorganiche o organiche, oppure batteri e virus, è piuttosto costoso. Vediamo alcuni esempi. • Il semplice filtro che usiamo per i nostri rubinetti per eliminare cattivi odori, cloro e materiali in sospensione costa poche decine o centinaia di euro. • Un sistema di disinfezione a raggi ultravioletti (UV), che utilizza la luce UV per uccidere batteri e virus, ha un costo che si aggira sulle migliaia di euro. • Sistemi più complessi come per esempio quelli a osmosi inversa, una particolare tecnica di filtraggio che permette di purificare l’acqua per una famiglia o una piccola impresa, hanno un costo che si aggira intorno ai 10.000 euro. Se si parla di depurazioni di acque industriali fortemente inquinate da sostanze poco biodegradabili o metalli pesanti, i costi aumentano notevolmente. I reflui industriali per poter essere reimmessi nell’ambiente, e nel ciclo dell’acqua, devono essere sottoposti a particolari trattamenti. Ognuno di questi trattamenti è specifico per la tipologia di inquinante da rimuovere; per esempio l’ultrafiltrazione o l’impiego di carbone attivo possono allontanare particelle e molecole non biodegradabili, mentre i sistemi di scambio ionico permettono la rimozione di metalli pesanti o sali presenti in quantità eccessive. Per depurare 1000 l di acqua pesantemente inquinata si parla di cifre che variano dai 15.000 ai 20.000 euro, il costo di un’auto utilitaria da città. In questo senso l’acqua, non solo per le sue qualità biologiche, è un bene prezioso.
Sistema di purificazione a osmosi inversa per le acque domestiche.
Ripassa l’unità con la mappa Materia
può essere
si suddivide in sistemi
può subire
solida
omogenei
trasformazioni fisiche
liquida
eterogenei
trasformazioni chimiche
aeriforme
CHIEDI ALL’INTELLIGENZA ARTIFICIALE Quali sono i rischi ambientali della distillazione frazionata degli idrocarburi?
ECOnochimica
33
Area operativa Lezione 1
Le proprietà della materia e il modello particellare
Lezione 2 I passaggi di stato Concludi con il completamento corretto 10 La fuga delle particelle dalla superficie di un liquido determina la sua: A evaporazione C solidificazione B ebollizione D dilatazione
Concludi con il completamento corretto 1 I liquidi hanno: A forma e volume definiti B forma definita e volume variabile C forma variabile e volume definito D forma e volume non definiti
11 Durante la fusione la temperatura: A aumenta B diminuisce C aumenta o diminuisce a seconda dei casi D si mantiene costante
Vero o falso? 2 Tutti i solidi sono fragili.
V F
3 I gas tendono a occupare tutto lo spazio che hanno a disposizione.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 4 Un particolare tipo di materia che presenta proprietà specifiche e ben determinate è detto .............................. 5 I corpi allo stato ....................................................... hanno volume e forma variabili. 6 La superficie dei ....................................................... in quiete è generalmente orizzontale.
Evidenzia l’opzione corretta 7 La comprimibilità è/non è una proprietà dei gas. 8 Le particelle dei liquidi si attraggono più intensamente/meno intensamente di quelle dei solidi.
Analizza e interpreta 9 A 5 mL di etanolo sono aggiunti 5 mL di acqua. Il volume finale della soluzione è di poco inferiore a 10 mL, ovvero alla somma dei volumi dei due liquidi. Interpreta il fenomeno, rappresentato in Figura, sulla base del modello particellare. prima del mescolamento
dopo il mescolamento
Vero o falso? 12 La vaporizzazione include l’evaporazione e l’ebollizione.
V F
13 Durante la condensazione le particelle si muovono sempre più lentamente fino a limitarsi a oscillare.
V F
14 Nelle curve di riscaldamento vi sono due soste termiche.
V F
15 Gas e vapori fanno parte degli aeriformi.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 16 La .............................................................. è il passaggio dallo stato solido a quello liquido. 17 Si dice che un solido .............................................................. quando passa direttamente allo stato areiforme. 18 In una .............................................................. è illustrato l’andamento della temperatura in funzione del tempo di riscaldamento. 19 In una sosta termica, la ........................................................ si mantiene costante.
Evidenzia l’opzione corretta 20 Lo iodio può/non può sublimare. 21 La temperatura del ghiaccio è/non è sempre pari a 0 °C.
Rifletti e rispondi 22 Nella curva di raffreddamento di un liquido quali passaggi di stato sono rappresentati? 23 Perché le palline di naftalina, quando sono poste negli armadi per allontanare le tarme, lentamente scompaiono, mentre il loro forte odore permane?
etanolo
34
acqua
etanolo più acqua
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
24 Aumentando la vivacità della fiamma su cui è posta una pentola di acqua in ebollizione, è possibile rendere più veloce la cottura dei cibi?
Osserva e rifletti
Lezione 3
25 Osserva la Figura e, sulla base del modello particellare, indica quale passaggio di stato è in essa rappresentato. Motiva la tua risposta.
Vero o falso?
calore
26 In Figura è rappresentata la curva di raffreddamento dell’acqua. a. Quali fenomeni avvengono durante le soste termiche? b. Quale relazione sussiste tra il punto di solidificazione e il punto di fusione? E tra il punto di condensazione e il punto di ebollizione?
temperatura (°C)
vapore
acqua e vapore
acqua
ghiaccio e acqua
ghiaccio
100 50 0 –10
tempo
Analizza e interpreta 27 Osserva la curva di raffreddamento dell’acqua rappresentata nella Figura precedente e rispondi. a. Individua lo stato fisico dell’acqua alle seguenti temperature: 250 K, 298 °C, 400 K. b. Interpreta l’andamento della temperatura nell’intero grafico. 28 Analizza i dati riportati in Tabella e determina lo stato delle sostanze elencate a T = 25 °C e a T = 700 K. SOSTANZA
La teoria cinetica e le leggi dei gas
PUNTO DI FUSIONE PUNTO DI EBOLLIZIONE (°C), A 1 ATM (°C), A 1 ATM
Rame
1083
2595
Ossigeno
−218,8
−183
Zolfo
119
444,6
Bromo
−7,2
58
29 Nei gas ideali le particelle conservano la loro energia durante gli urti
V F
30 Con il termine isocora si intende che la trasformazione avviene a volume costante.
V F
31 Le leggi dei gas sono valide, a rigore, solo per i gas perfetti.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 32 Se si ........................................................... la temperatura assoluta di una data quantità di gas, a volume costante, la pressione raddoppia. 33 La ........................................................... esprime la relazione di proporzionalità inversa fra il volume occupato da una certa quantità di gas e la sua pressione. 34 Le leggi dei gas sono applicate a trasformazioni in cui la ........................................................... è sempre costante.
Concludi con il completamento corretto 35 Un gas occupa un volume di 30 L a una pressione di 6 atm. Se a parità di temperatura e di quantità di sostanza la pressione si porta a 12 atm, il volume: A diventa 60 L B diventa 12 L C resta invariato D diventa 15 L
Osserva e rifletti 36 Immagina di disporre di un cilindro, chiuso da un pistone mobile, contenente un gas alla pressione iniziale di 12,0 atm. Calcola la pressione del gas quando il volume triplica, a temperatura costante. 37 Supponi che il cilindro del problema precedente contenga inizialmente 15,4 L di gas. Calcola il volume del gas quando la pressione diventa la metà di quella iniziale, a temperatura costante. 38 Un campione di gas occupa un volume iniziale di 15,0 L. Calcola il volume del gas quando la temperatura assoluta raddoppia, a pressione costante. 39 Un campione di gas si trova inizialmente alla pressione di 450 mmHg e occupa un volume di 17,8 L. Quale sarà la sua nuova pressione, in atmosfere, se il volume viene ridotto a 11,5 L a temperatura costante?
Area operativa
35
Lezione 4
Evidenzia l’opzione corretta
Trasformazioni fisiche e chimiche
53 Acqua potabile significa/non significa acqua chimicamente pura.
Concludi con il completamento corretto
54 Il solvente e il soluto sono/non sono distinguibili con un microscopio.
40 Una trasformazione fisica: A è sempre reversibile B è sempre irreversibile C comporta sempre un cambiamento di stato D non altera la natura della sostanza interessata
Completa le frasi con il termine corretto
Vero o falso?
56 Le soluzioni hanno in ogni loro punto identiche ............
55 Le .............................................................. sono formate da componenti distinguibili con facilità. ..................................................
41 I prodotti sono le sostanze finali di una trasformazione fisica.
V F
42 L’arrugginimento è una reazione chimica.
V F
43 L’ebollizione è una trasformazione fisica.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 44 In una trasformazione ........................................................... cambia l’identità delle sostanze coinvolte. 45 Il cambiamento di colore è un indizio di ......................... 46 Le reazioni chimiche .............................................................. possono procedere dai reagenti ai prodotti e viceversa.
57 Il componente principale di una soluzione è detto ....... .......................................................
Osserva e rifletti 58 Indica se nelle seguenti immagini sono rappresentate: a. miscele eterogenee (ME) b. miscele omogenee (MO) Soluzioni di solfato rameico
Il succo di frutta
Evidenzia l’opzione corretta 47 I passaggi di stato sono/non sono fenomeni fisici. 48 La trasformazione di un liquido in vapore è/non è reversibile.
Una miscela di ferro e zolfo
La schiuma da barba
Rifletti e rispondi 49 Se per diversi minuti un uovo viene immerso in acqua bollente, questo diventa sodo. L’uovo ha subito una trasformazione chimica o fisica? Rispondi motivando la tua scelta.
Analizza e interpreta 50 Analizza queste trasformazioni chimiche: quali fenomeni indicano che si tratta di reazioni chimiche? a. La combustione di un fiammifero b. L’irrancidimento del burro c. L’imbrunimento del miele d. La lievitazione di un impasto e. La cottura di una bistecca
Lezione 5
Sistemi omogenei ed eterogenei
I metodi di separazione delle miscele eterogenee
Vero o falso? 59 La decantazione permette la separazione di un solido da un liquido.
V F
60 La cristallizzazione può essere usata per separare due liquidi immiscibili.
V F
Completa le frasi con il termine corretto
Vero o falso? 51 In natura, le miscele sono molto più diffuse delle sostanze pure.
V F
52 Il tè zuccherato è una miscela omogenea.
V F
36
Lezione 6
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
61 Il liquido che si raccoglie durante la filtrazione si chiama .............................................................. 62 La cristallizzazione è impiegata per separare le cellule sanguigne dal ..............................................................
Evidenzia l’opzione corretta 63 La centrifugazione sfrutta la differenza nella densità/ nel peso dei componenti di una miscela. 64 L’imbuto separatore serve per separare da un liquido un altro liquido immiscibile/un solido sospeso.
70 Le sostanze coloranti sono spesso separate mediante cromatografia su carta.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 71 Il sale in soluzione acquosa può essere separato dall’acqua per ..............................................................
65 Il sale disciolto può/non può essere separato dall’acqua mediante filtrazione.
72 La cromatografia fa uso di uno strato fisso di materiale detto ..............................................................
Osserva e rifletti
73 Nella cromatografia su colonna tradizionale, l’eluente attraversa la colonna spinto dalla .....................................
66 Osserva la Figura e rispondi alle domande. a. Per effettuare la separazione del sale dalla sabbia, viene inizialmente aggiunta dell’acqua nella miscela. Quale fenomeno si verifica? b. Come procederesti per completare il frazionamento della miscela?
.........................
Concludi con il completamento corretto 74 Per separare un soluto non volatile da un solvente, si può impiegare: A la distillazione semplice B la decantazione C la filtrazione D la centrifugazione
Rifletti e rispondi
acqua
75 Una miscela è composta da acqua, alcol, sale e sabbia. Descrivi la sequenza di operazioni ideale per separare tutti e 4 i componenti.
Analizza e interpreta
miscela sale e sabbia
Analizza e interpreta 67 Il solfato rameico è una sostanza di color azzurro impiegata in agricoltura come concime o fungicida. Nell’immagine A si notano alcune impurezze che, in seguito a varie operazioni di laboratorio, vengono rimosse (immagine B). Come si chiama la tecnica di purificazione effettuata sulla miscela eterogenea iniziale? Descrivine i passaggi nel dettaglio. A
76 Osserva le immagini che descrivono una separazione tramite colonna cromatografica di due sostanze (una viola e una rossa). La separazione è avvenuta correttamente? Dai una motivazione alla tua risposta, ipotizzando le possibili cause e i possibili miglioramenti che potevano essere effettuati prima di cominciare la colonna. t
t
t
t
t
A
A
B
C
B
?
Lezione 7
I metodi di separazione delle miscele omogenee
Vero o falso? 68 Una soluzione acquosa di acetone può essere frazionata per distillazione semplice. 69 Le colonne usate in cromatografia sono riempite con un solido poroso.
V F V F
Area operativa
37
Lezione 8
Osserva e rifletti
Elementi e composti
Vero o falso? 77 L’acqua può essere decomposta in sostanze gassose.
V F
78 Un elemento può essere scisso con metodi chimici.
V F
84 In Figura è rappresentato lo schema di frazionamento di una miscela eterogenea. I componenti del miscuglio sono elementi o composti? Motiva la tua risposta.
miscela eterogenea
Completa le frasi con il termine corretto
metodi meccanici
79 La tendenza dello zolfo a bruciare all’aria è una sua proprietà .............................................................. 80 Un .............................................................. è una sostanza formata da più elementi e può essere scissa tramite metodi .............................................................. 81 Le proprietà .............................................................. di una sostanza si possono accertare senza provocare reazioni chimiche.
Concludi con il completamento corretto 82 Un determinato composto: A possiede proprietà fisiche e chimiche variabili B ha una composizione chimica costante C può essere decomposto con metodi fisici D conserva le proprietà degli elementi costituenti
polvere nera
polvere gialla
metodi chimici
metodi chimici
non si decompone
non si decompone
Complete the sentences with the correct terms distillation • solution • element 85 A .............................................................. is a mixture uniform in all its parts in its intensive properties. 86 The method used to separate substances with different volatilities is called ..........................................
83 Una proprietà chimica dello iodio è: A sublimare in seguito a riscaldamento B reagire con l’alluminio sviluppando calore C fondere alla temperatura di 113,7 °C D bollire alla temperatura di 184,4 °C
87 An .............................................................. is a substance that cannot be decomposed by any chemical procedure into simpler substances.
ficocianine (estratto di spirulina)
Pronti per il laboratorio? Un’importante tecnica di separazione delle miscele omogenee è la cromatografia. La TLC, cromatografia su strato sottile, è sicuramente la più semplice tecnica cromatografica, facilmente eseguibile in laboratorio, come scoprirai nell’esercitazione “Cromatografia su carta e su strato sottile”. Per prepararti al laboratorio, svolgi il seguente esercizio.
A
Le ficocianine sono dei pigmenti accessori alla clorofilla contenuti in alcune particolari alghe. Vengono comunemente usate dall’industria alimentare come colorante blu da inserire in alcuni alimenti/bevande.
B
C
rif.
Allo scopo di verificarne la presenza in tre diversi tipi di foglie, viene eseguita una TLC in cui, oltre alle foglie, viene deposta anche una quarta macchia contente queste ficocianine purissime (come riferimento). Osservando i risultati ottenuti, è possibile stabilire con certezza in quali delle tre piante è presente e in quali no? Motiva la risposta. SCHEDA DI LABORATORIO Cromatografia su carta e su strato sottile
38
SCHEDA DI LABORATORIO Filtrazione e cristallizzazione
UNITÀ 1 Proprietà e trasformazioni della materia
SCHEDA DI LABORATORIO Estrazione solvente
Laboratorio delle competenze Separazione dei componenti di una miscela eterogenea solida
1
2
Prima di sperimentare
La filtrazione consente di separare i componenti di una miscela solido-liquido. La miscela viene versata su un filtro di carta posto sopra un imbuto: se i pori della carta sono del giusto diametro, il solido rimane sul filtro, mentre il liquido lo attraversa con una velocità soddisfacente. Scopo di questa esperienza è separare i componenti di una miscela eterogenea costituita da due materiali solidi, uno insolubile e l’altro solubile in acqua. A tal fine, inizialmente si scioglie in acqua il solido solubile, poi si filtra la sospensione così ottenuta.
Cosa ti serve:
• becher • imbuto • capsula di porcellana • sostegno con anello
• treppiede • reticella con disco di ceramica • fornello a gas o Bunsen
Come devi fare
1. Introduci nel becher alcune punte di spatola di sabbia e di solfato di rame pentaidrato e aggiungi con la spruzzetta, tenendo sotto agitazione la miscela con la bacchetta, una quantità di acqua sufficiente per la dissoluzione completa del sale. 2. Prepara un filtro di forma conica con le seguenti modalità: – piega a metà un disco di carta da filtro; – piega di nuovo a metà il semicerchio ottenuto: si origina un quarto di cerchio costituito da quattro strati di carta; – tenendo vicini tre strati, allontana il quarto strato, ottenendo un filtro conico. 3. Appoggia sull’anello l’imbuto e inserisci il filtro; questo per il momento non aderisce bene alle pareti dell’imbuto: aderirà perfettamente appena bagnato. 4. Poni sotto l’imbuto la capsula di porcellana e, aiutandoti con la bacchetta, versa nell’imbuto stesso il contenuto del becher Figura A: sul filtro rimane un residuo solido, mentre il filtrato si raccoglie nella capsula Figura B. 5. Mediante la spruzzetta lava un paio di volte il becher con qualche millilitro di acqua e trasferisci di nuovo il contenuto del becher nell’imbuto, continuando a raccogliere il filtrato nella capsula Figura C.
A
B
• spruzzetta • spatola • bacchetta di vetro • carta da filtro in dischi
• sabbia • solfato di rame pentaidrato 1, 2 • acqua distillata
6. Poni sulla reticella sostenuta dal treppiede la capsula con il filtrato e riscaldala con il Bunsen a fiamma moderata fino a secchezza Figura D.
Analizza i risultati sperimentali
1. Quale tipo di materiale trovi sul fondo della capsula portando a secchezza il filtrato? 2. Qual è l’aspetto del residuo solido rimasto sul filtro?
Esprimi le tue conclusioni
1. Da quale componente della miscela iniziale è costituito il solido che rimane sul fondo della capsula? 2. Dove rinvieni l’altro componente della miscela iniziale? 3. Sulla base delle risposte a queste domande, puoi affermare che si ottiene la separazione dei due componenti?
Sviluppa i concetti
1. È possibile separare con la metodica sopra descritta due solidi solubili (come sale e zucchero) mescolati insieme? 2. Al fine di rendere adatte al consumo umano le acque grezze, queste sono sottoposte a vari trattamenti: per esempio, per togliere i solidi sospesi dalle acque, si può farle passare attraverso uno strato costituito da sabbia quarzosa, antracite o carbone attivo. Secondo te, questo trattamento può essere considerato una filtrazione? C
D
Laboratorio delle competenze
39
Unità
4
1
Lezione
La struttura dell’atomo e il sistema periodico Le proprietà della luce e l’atomo di Bohr
VIDEO Dallo spettro di emissione alle moderne analisi diagnostiche
La luce presenta una doppia natura, al tempo stesso ondulatoria e corpuscolare. Tale affermazione, che è una delle ipotesi su cui è basata tutta la scienza moderna, è indubbiamente difficile da accettare sulla base dei nostri consueti schemi mentali [Fig. 1]. Se cerchiamo di rappresentare la luce come un’entità fisica formata contemporaneamente da corpuscoli e da onde, ci accorgiamo subito di non riuscire a elaborare un modello adeguato. Proviamo perciò a chiarire meglio questa sua duplice natura.
Figura 1 La luce ha una doppia natura, ondulatoria e corpuscolare.
La luce come onda elettromagnetica In generale, con il termine «onda» si intende qualsiasi fenomeno in grado di provocare un trasporto di energia senza trasferimento di materia. Le onde elettromagnetiche (o radiazioni elettromagnetiche) possono propagarsi in un mezzo materiale o nel vuoto e sono formate da campi elettrici e magnetici oscillanti disposti perpendicolarmente tra loro [Fig. 2].
x
Le radiazioni elettromagnetiche consistono di campi elettrici (E) e magnetici (H) che oscillano in piani perpendicolari tra loro, la cui intersezione individua l’asse lungo cui si propaga il segnale (z). E y
L’onda elettromagnetica presenta massimi (creste) e minimi (ventri) che si susseguono periodicamente, ed è caH ratterizzata dalle seguenti grandezze: • la lunghezza d’onda (λ, si legge lambda), che rapprecampo magnetico senta la distanza tra due creste o tra due ventri successivi e si misura in metri o relativi multipli e sottomultipli; • la frequenza (o, si legge ni), che indica il numero di onde che passano per un punto nell’unità di tempo oppure il numero di oscillazioni che avvengono in un secondo e si misura in s−1, detti hertz (Hz); • il periodo (T), che è il tempo impiegato dall’onda per compiere un’oscillazione completa e si misura in secondi (s). La frequenza e la lunghezza d’onda sono legate dalla relazione: o = v/λ dove v è la velocità di propagazione dell’onda nel mezzo in cui si trova.
84
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
campo elettrico
z direzione di propagazione
Figura 2 La
struttura delle onde elettromagnetiche.
Per un dato valore di v, frequenza e lunghezza d’onda sono inversamente proporzionali, quindi minore è λ, più alta è o [Fig. 3]. La velocità di propagazione di un’onda elettromagnetica nel vuoto viene indicata con il simbolo c ed è comunemente chiamata velocità della luce. Il suo valore, approssimato a tre cifre significative, è pari a 3,00⋅108 m/s (circa 300 000 km/s). La relazione precedente assume la forma:
1 secondo
{
λ
o = 4 cicli/secondo = 4 hertz λ
{
o = c/λ La luce che siamo in grado di percepire (luce visibile, detta anche luce bianca o solare) rappresenta solo una piccola parte delle onde elettromagnetiche: il loro insieme costituisce lo spettro elettromagnetico, suddivisibile in una serie di regioni che vanno dalle radiazioni ad alta frequenza, come i raggi gamma, caratterizzati da elevati valori di energia, a quelle a bassa frequenza ed elevata lunghezza d’onda, come le onde radio, alle quali sono associati bassi valori di energia [Fig. 4].
o = 8 cicli/secondo = 8 hertz
{ Figura 3 Onde di diversa lunghezza d’onda e frequenza.
o = cicli/secondo = 16 hertz
lunghezza d’onda crescente bassa frequenza e bassa energia
raggi gamma
10
raggi X
4·10
7·10
10
10
microonde
5G
Wi-Fi
cellulari
10
infrarosso
10
ultravioletto
alta frequenza e alta energia 1
10
onde radio FM e onde TV
onde corte
10 (m)
onde radio AM
Figura 4 Lo spettro elettromagnetico.
La luce come flusso di quanti di energia La natura corpuscolare della luce fu sostenuta già nel Seicento dallo scienziato inglese Isaac Newton (1642-1727), secondo il quale un raggio luminoso era formato 4·10 sciame di corpuscoli, 5·10 6·10 nei primi anni7·10 da uno e confermata del Novecento dal fisico tedesco Max Planck (1858-1947). Egli fu il primo ad aprire la strada verso una nuova concezione della fisica, che avrebbe modificato il nostro modo di intendere la natura di energia, luce e materia. Alla fine dell’Ottocento, Planck era alle prese con un problema teorico che la meccanica classica non riusciva a risolvere, quello della cosiddetta radiazione del corpo nero (un corpo fisico ideale capace di assorbire o emettere uniformemente tutte le frequenze dello spettro elettromagnetico). Lo scienziato ipotizzò che l’energia irradiata venisse emessa sotto forma di pacchetti discreti, i quanti o fotoni, il cui valore risulta essere proporzionale alla frequenza della radiazione emessa secondo una ben precisa costante di proporzionalità, nota oggi come costante di Planck h: h = 6,63⋅10−34 J ⋅ s Fu il fisico tedesco Albert Einstein (1879-1955) a estendere le concezioni di Planck alla natura stessa della luce, postulando che tutte le radiazioni elettromagnetiche possono essere considerate come una corrente di «quanti di luce». L’energia associata a un’onda elettromagnetica non può quindi assumere un valore qualsiasi, ma solo un multiplo intero di un valore minimo, il quanto o fotone.
Ciascun quanto (o fotone) rappresenta un pacchetto discreto di energia irradiata, e la sua energia è proporzionale alla frequenza della radiazione elettromagnetica.
Le proprietà della luce e l’atomo di Bohr LEZIONE 1
85
Tale affermazione è espressa dall’equazione di Planck-Einstein: Efotone = h ⋅ o dove E è l’energia del fotone, o è la frequenza della radiazione e h è la costante di Planck. In base a questa teoria, l’energia di una radiazione elettromagnetica è quantizzata, cioè può essere emessa o assorbita dalla materia solo in modo discontinuo. Per capire più a fondo questo concetto, risolviamo un problema sui parametri che caratterizzano un raggio luminoso, mettendo a confronto l’ipotesi ondulatoria e quella corpuscolare [Schema 1].
1
Risolvi con lo schema Come si calcolano la frequenza e l’energia di una radiazione elettromagnetica?
Calcola la frequenza e l’energia della luce gialla nel vuoto, sapendo che la sua lunghezza d’onda è di 580 nm. A
B
Natura ondulatoria: o = c/λ
Natura corpuscolare: E=h⋅o
• Eseguo i calcoli a Sostituisci a c e a λ il loro valore numerico nella relazione o = c/λ, trovando quindi la frequenza dell’onda: 3,00⋅108 m/s o= = 5,17⋅1014 Hz 580⋅10−9 m b L’energia del fotone è data dall’equazione E = h ⋅ o, quindi sostituendo la frequenza appena calcolata si ottiene: E = 6,63⋅10−34 J ⋅ s ⋅ 5,17⋅1014 s−1 = 3,43⋅10−19 J
L’atomo di idrogeno secondo Bohr
I livelli energetici dell’idrogeno I livelli energetici dell’elettrone nell’atomo di idrogeno sono contrassegnati da un numero, chiamato da Bohr numero quantico principale (n), che può assumere solo valori interi (da 1 all’infinito). Al crescere di n, il raggio dell’orbita elettronica e l’e-
86
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
Figura 5 Modello dell’atomo di idrogeno secondo Bohr. elettrone –
E
E
orbit as u b i r t a o più
+ nucleo
siva es cc erna int
Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr (1885-1962), alla luce della teoria sulla quantizzazione a livello atomico, elaborò un nuovo modello per l’atomo di idrogeno, in grado di dare conto alla perfezione del suo spettro di emissione. A tale scopo, egli introdusse due postulati che superavano le leggi della cosiddetta «fisica classica» [Fig. 5]. 1. L’elettrone dell’atomo di idrogeno può muoversi intorno al nucleo solo su determinate orbite circolari stabili, caratterizzate da specifici valori (o livelli) energetici. Ogni orbita privilegiata è un cosiddetto stato stazionario, cioè uno stato dotato di particolare stabilità nel quale l’elettrone non emette né assorbe energia, contrariamente alle previsioni della fisica classica, che non sono più valide a livello atomico. Potendo occupare solo determinate orbite, l’energia dell’elettrone è quantizzata (assume cioè solo valori discreti) ed è tanto maggiore quanto più l’orbita su cui si muove l’elettrone è distante dal nucleo. 2. A ciascuno di questi stati stazionari è possibile associare solo determinati valori di energia: lo stato stazionario caratterizzato dal valore minimo di energia corrisponde allo stato fondamentale dell’atomo di idrogeno. Tutti gli altri stati stazionari, che hanno energie superiori a quella dello stato fondamentale, rappresentano gli stati eccitati dell’atomo di idrogeno.
livelli energetici
Il raggio dell’orbita più interna è di 0,0529 nm.
nergia potenziale dell’elettrone aumentano. Quando l’elettrone si trova nel livello energetico più basso (n = 1), l’atomo è allo stato fondamentale: l’elettrone ruota attorno al nucleo nell’orbita di raggio minore (r = 0,0529 nm) a cui corrisponde un’energia potenziale minima, il cui valore è pari a 2,18⋅10−18 J/atomo [Fig. 6A]. Quando l’elettrone assorbe energia, per riscaldamento o per effetto di una scarica elettrica o di una radiazione elettromagnetica, salta a un livello energetico superiore (corrispondente a un’orbita di raggio più ampio) e l’atomo passa dallo stato fondamentale a uno stato eccitato [Fig. 6B]. Gli atomi eccitati non sono stabili, quindi l’elettrone torna spontaneamente allo stato di minima energia con una sola transizione (ossia con un solo «salto» di energia) o con diverse transizioni fra livelli energetici sempre più bassi, restituendo sotto forma di fotoni l’energia che aveva precedentemente assorbito [Fig. 6C]. Figura 6 Transizione
A
B
C
stato fondamentale E E
stato eccitato
ritorno dell’elettrone allo stato fondamentale E E
+
+
elettrone
E
−
E
−
+
energia termica, radiazione elettromagnetica o scarica elettrica
−
dell’elettrone verso lo stato eccitato e ritorno allo stato fondamentale.
fotone
emissione di un fotone
Rifacendosi alla teoria quantistica, Bohr considerò che l’energia emessa (o assorbita) dall’elettrone fosse data dall’equazione: ΔE = E2 − E1 = h ⋅ o dove ΔE è la variazione dell’energia dell’elettrone e quindi l’energia del fotone emesso, E1 e E2 indicano i valori dell’energia iniziale e finale dell’elettrone, h è la costante di Planck e o è la frequenza della radiazione emessa. Quanto maggiore è la differenza tra i due livelli energetici, tanto più elevata è l’energia della radiazione emessa (ovvero del fotone, se consideriamo l’aspetto particellare dell’energia radiante). Dal punto di vista energetico, l’elettrone è paragonabile a una pallina appoggiata su una scala. La pallina può trovarsi stabilmente solo su uno dei gradini (che corrispondono alle orbite) e assumere unicamente i valori di energia potenziale gravitazionale (elettrostatica, nel caso dell’eenergia lettrone) corrispondenti ai vari gradini. E E Quando la pallina passa da un gradino E all’altro, la sua energia varia, ma i «salti» E energetici sono limitati alle differenze di E energia potenziale fra i gradini [Fig. 7]. Si tenga presente che in questa analogia E i gradini sono di altezze diverse, ed esistono casi in cui la pallina salta più graE stato dini in un colpo solo.
Figura 7 Analogia fra i gradini di una scala e i livelli di energia dell’atomo.
stato eccitato stato eccitato
eccitato
Ogni salto dell’elettrone corrisponde a una riga nello spettro di emissione.
stato fondamentale
Le proprietà della luce e l’atomo di Bohr LEZIONE 1
87
Negli anni successivi il modello di Bohr venne migliorato, si passò dal concetto di orbita a quello di orbitali (regioni dello spazio in cui è probabile trovare gli elettroni [Fig. 8]) e venne sviluppato un modello a livelli (o strati) e sottolivelli energetici, che tratteremo nelle prossime lezioni.
Nella rappresentazione come nube elettronica, i punti del disegno si addensano laddove la densità di probabilità è più alta.
2
Lezione
z
Figura 8 Due diverse
rappresentazioni di un orbitale atomico.
Nella rappresentazione solida viene rappresentato il profilo tridimensionale dell’orbitale, evidenziando così la geometria e la simmetria della distribuzione elettronica (in questo caso sferica). z y
y
x
x
All’interno del volume della sfera vi è il 90% della probabilità di trovare l’elettrone.
Gli orbitali e i numeri quantici
VIDEO I numeri quantici
L’orbitale atomico è descritto da tre numeri interi, detti numeri quantici, che definiscono le principali caratteristiche dell’orbitale stesso: • n (numero quantico principale), correlato all’energia e alle dimensioni dell’orbitale; • ℓ (numero quantico secondario), correlato al tipo e alla forma dell’orbitale; • m (numero quantico magnetico), correlato all’orientazione dell’orbitale nello spazio.
Chem Word Spin | Spin dall’inglese to spin «roteare»
Esiste inoltre un quarto numero quantico, detto numero quantico magnetico di spin (ms), che non si riferisce direttamente al’orbitale, ma a una proprietà dell’elettrone in esso contenuto (lo spin).
Numero quantico principale n Il numero quantico principale n individua il livello energetico dell’orbitale e può assumere tutti i valori interi positivi (da 1 all’infinito): n = 1, 2, 3, 4, ... Per gli elementi finora scoperti, n arriva al massimo al valore 7. Il numero quantico n è analogo a quello usato nella teoria di Bohr per definire le orbite dell’elettrone dell’atomo di idrogeno. In ciascun atomo, al crescere di n aumentano l’energia e le dimensioni degli orbitali: ciò significa che un orbitale a maggior energia occupa una regione più ampia attorno al nucleo [Fig. 1]. n=1
Ci sono orbitali, ossia zone di spazio via via più distanti dal nucleo in cui è probabile trovare gli elettroni.
n=2
nucleo
88
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
Figura 1 I livelli energetici nel modello quantomeccanico.
Numero quantico secondario ℓ Il numero quantico secondario ℓ caratterizza il tipo e la forma degli orbitali e definisce il sottolivello energetico a cui appartiene un determinato orbitale; può assumere valori che vanno da 0 a n−1: (ℓ = 0, 1, 2, 3, …, n−1) Per gli elementi finora scoperti ℓ arriva al massimo al valore 3. Per semplificare la rappresentazione dei sottolivelli energetici si usano le lettere s, p, d, f, che vengono associate ai valori numerici assunti da ℓ in modo tale che: Tabella 1 Relazione tra i valori di n e i valori di ℓ e tipi di orbitali corrispondenti, indicati tra parentesi.
• a ℓ = 0 corrisponda s • a ℓ = 1 corrisponda p • a ℓ = 2 corrisponda d • a ℓ = 3 corrisponda f Tenuto conto che ogni livello energetico (indicato da n) può essere a sua volta suddiviso in sottolivelli energetici (indicati con ℓ), in Tabella 1 vengono evidenziati quanti e quali sono i sottolivelli possibili per i primi quattro livelli. Quanto alla forma, gli orbitali s sono sferici, gli orbitali p sono formati da due lobi simmetrici contrapposti intorno a uno degli assi x, y, z, gli orbitali d sono costituiti da quattro lobi (a eccezione del dz, costituito da due lobi con un anello nel piano xy), mentre gli orbitali f hanno forme ancora più complesse, come vedremo nel prossimo paragrafo.
n
ℓ (da 0 a n − 1)
1
0 (s)
2 0 (s), 1 (p) 3
0 (s), 1 (p), 2 (d)
4 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)
Numero quantico magnetico m Il numero quantico magnetico m definisce l’orientazione spaziale degli orbitali; può assumere valori che vanno da −ℓ a +ℓ, cioè m = −ℓ, ..., −1, 0, +1, …, +ℓ. Il numero degli orbitali di ogni sottolivello è numericamente pari al numero dei valori che può assumere ℓ. Consideriamo i casi più importanti: • se ℓ = 0, m ha unicamente il valore 0: nel sottolivello s vi è un solo orbitale, che è chiamato orbitale s; ha forma sferica, e può avere una sola orientazione nello spazio [Fig. 2A]; • se ℓ = 1, m può assumere i valori −1, 0, +1: nel sottolivello p vi sono tre orbitali p; essi hanno la forma di una coppia di lobi contrapposti, e sono detti px , p y e pz a seconda dell’asse cartesiano lungo il quale sono orientati [Fig. 2B];
• se ℓ = 2, m può assumere i valori −2, −1, 0, +1, +2: nel sottolivello d vi sono cinque orbitali d. Essi hanno forme complesse (due coppie di lobi contrapposti, o una coppia di lobi contrapposti e un anello) e possono avere cinque orientazioni nello spazio, a cui corrispondono i simboli d xy , d xz , d yz , d x −y e d z [Fig. 2C]; • se ℓ = 3, m può assumere i valori −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3: nel sottolivello f vi sono sette orbitali f. Essi hanno forme molto complesse e possono avere ben sette orientazioni nello spazio, a cui corrispondono i simboli (che riportiamo per completezza, anche se non è indispensabile ricordarli) f xz , f yz , f z , f xyz , f z ( x −3 y ) , f y ( y −3x ) e f x ( x −3 y ) .
Gli orbitali appartenenti allo stesso sottolivello energetico sono isoenergetici, vale a dire caratterizzati dallo stesso contenuto energetico, e sono detti orbitali degeneri. Di conseguenza, i 3 orbitali p rappresentati in Figura 2 sono orbitali degeneri, così come i 5 orbitali d e i 7 orbitali f, mentre i 2 orbitali s non lo sono, infatti appartengono a due livelli energetici differenti (hanno la stessa forma, ma il secondo è più grande del primo). La conoscenza dei numeri quantici n, ℓ e m ci permette di stabilire il numero di orbitali atomici presenti su un livello energetico n: a un determinato valore di n corrispondono n2 orbitali atomici presenti su quel livello.
Gli orbitali e i numeri quantici LEZIONE 2
89
Rappresentazione dei tre orbitali p, tutti e tre appartenenti allo stesso livello energetico.
L’orbitale s ha una sola forma: qui ne sono rappresentati due, appartenenti a due livelli energetici diversi. A
z
B
z
z
x
x
y
x
y
y orbitale 1s
z
orbitale 2s
y x orbitale d
C z
z
y x
x
orbitale d
orbitale d z
x
y
orbitale d
x
y
z orbitale p
z orbitale p
y y x x Rappresentazione dei cinque orbitali d, tutti e cinque appartenenti allo stesso livello energetico. orbitale d orbitale d z
z
y
x
y
z orbitale p
z
x
z
y
orbitale d
z
y
x orbitale d
Figura 2 Forma e
orientazione spaziale degli orbitali s, p, d.
y Numerox quantico magnetico y di spin ms x
Per caratterizzare lo stato di ogni elettrone sul proprio orbitale occorre un quarto numero quantico, ms (numero quantico magnetico di spin), che non deriva dall’eorbitale d orbitaleuna d proprietà intrinseca dell’elettrone. quazione di Schrödinger e che descrive Il numero quantico di spin ms non riguarda perciò direttamente gli orbitali, ma caratterizza lo spin (proprietà magnetica dell’elettrone) e indica il verso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse. Questo numero quantico può assumere i valori +1/2, se la rotazione avviene in senso antiorario (o destrorso), e −1/2, se la stessa avviene in senso orario (o sinistrorso). In realtà il concetto di spin è un po’ più complicato: non si tratta infatti di una rotazione in senso classico, ma di una proprietà intrinseca dell’elettrone, che si rivela solo se il suo campo magnetico locale interagisce con un campo magnetico esterno. Tuttavia, il modello semplificato della Figura 3 è più che sufficiente per gli scopi del nostro corso. Sulla base di questo modello, i due stati di spin vengono rappresentati con una freccetta verso l’alto (↑) associata al valore +1/2 e con una freccetta verso il basso (↓) per il valore −1/2. Due elettroni con lo stesso valore di ms si dicono a spin paralleli (o disaccoppiati), mentre due elettroni con valore di ms opposto si dicono a spin opposti o antiparalleli (o accoppiati). Gli elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno sempre spin opposto o antiparallelo. La Tabella 2 riporta le informazioni principali sui numeri quantici e gli orbitali relativi ai primi quattro livelli energetici, oltre alla simbologia con cui vengono rappresentati gli orbitali.
90
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
N
S
-
-
S
N
1 m =+ 2
m =–
Figura 3 Modello
semplificato dello spin dell’elettrone.
1 2
Ogni orbitale possibile in un sottolivello viene indicato con un quadratino, in particolare vi sarà: • un quadratino per ogni sottolivello s; • tre per ogni sottolivello p;
• cinque per ogni sottolivello d; • sette per ogni sottolivello f.
Tabella 2 I numeri quantici e gli orbitali dei primi livelli energetici. n
ℓ
m
NUMERO DI ORBITALI DEGENERI
NUMERO MASSIMO DI ELETTRONI PER SOTTOLIVELLO
NOMI DEGLI ORBITALI E LORO RAPPRESENTAZIONE GRAFICA
1
0 (s)
0
1
2
1s
2
0 (s) 1 (p)
0 −1, 0, +1
1 3
2 6
2s 2p
0 (s) 1 (p) 2 (d)
0 −1, 0, +1 −2, −1, 0, +1, +2
1 3 5
2 6 10
3s 3p 3d
0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)
0 −1, 0, +1 −2, −1, 0, +1, +2 −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3
1 3 5 7
2 6 10 14
4s 4p 4d 4f
3
4
Lo Schema 1 riassume il significato e le caratteristiche dei quattro numeri quantici.
1
Ragiona con lo schema Qual è il significato dei numeri quantici? Il numero quantico principale n indica il livello energetico nel quale si trovano gli orbitali.
Il numero quantico secondario ℓ indica la forma degli orbitali e ne individua i sottolivelli.
livello energetico degli orbitali
E
N.Q. principale (n)
N.Q. secondario (ℓ )
forma degli orbitali (sottolivelli)
liv. 3 liv. 2
ORBITALE
x
x
1(p)
2(d)
3(f )
z
z
z y
0(s)
N.Q. magnetico (m)
liv. 1
y x
p p p
Il numero quantico magnetico m indica l’orientazione degli orbitali nello spazio.
y
orientazione e numero degli orbitali
N.Q. magnetico di spin (m )
–
–
senso di rotazione (spin) degli elettroni nell’orbitale
Il numero quantico magnetico di spin ms è l’unico che NON si riferisce direttamente agli orbitali, ma agli elettroni in essi contenuti.
Gli orbitali e i numeri quantici LEZIONE 2
91
3
Lezione
La configurazione elettronica degli elementi
Abbiamo visto che i numeri quantici descrivono l’andamento energetico degli orbitali, da quello meno energetico (1s) a quelli con un contenuto di energia via via maggiore. Tuttavia, a partire dal terzo livello (n = 3), la situazione non è esattamente quella descritta finora. A causa della diminuzione della differenza di energia tra un livello e l’altro, ci sono infatti degli accavallamenti tra sottolivelli appartenenti a livelli energetici differenti (per esempio, l’orbitale 4s ha energia inferiore rispetto all’orbitale 3d).
Ordine di riempimento degli orbitali atomici L’effettivo ordine di riempimento degli orbitali atomici, in relazione al loro contenuto energetico, viene individuato mediante l’applicazione della regola della diagonale, che consiste nell’elencare dal basso verso l’alto, in ordine crescente di numero quantico principale, gli orbitali atomici con lo stesso numero quantico secondario, a partire da n = 1, e nel tracciare delle frecce che indichino la reale sequenza di riempimento degli orbitali atomici [Fig. 1]. In particolare, notiamo che gli orbitali d si collocano sempre tra un orbitale s e un orbitale p del livello energetico successivo. Allo stesso modo, gli orbitali f si sistemano energeticamente tra un orbitale s e un orbitale p di due livelli successivi, ma sempre prima dell’orbitale d del livello energetico successivo [Fig. 2]. Si vengono perciò a formare 7 gusci che non coincidono con i 7 livelli energetici, proprio a causa di queste sovrapposizioni tra sottolivelli.
6d
7° guscio
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
7p
Energia
7s
5f
Figura 1 L’ordine di riempimento degli orbitali secondo la regola della diagonale.
7s 6p 5d
6° guscio
4f 6s 5p 4d
5° guscio 5s 4p
3d
4° guscio 4s 3° guscio 2° guscio 1° guscio
92
3p 3s 2p 2s 1s
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
A partire dal 4° guscio in su si può notare come i livelli energetici (indicati dai numeri davanti agli orbitali) non coincidano tutti con i gusci a cui appartengono. Per esempio qui nel 4° guscio è presente il sottolivello 3d.
Figura 2 Sequenza
di riempimento degli orbitali atomici.
La sequenza di riempimento degli orbitali si basa sul fatto che gli elettroni sono distribuiti intorno al nucleo in modo da occupare orbitali atomici caratterizzati da un contenuto energetico minimo; tale sequenza rappresenta la configurazione elettronica di un atomo di un elemento.
La configurazione elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale è il modo in cui i suoi elettroni si distribuiscono nei livelli e sottolivelli energetici nello stato di minor energia.
La configurazione elettronica Operativamente, la configurazione elettronica di un elemento allo stato fondamentale con numero atomico Z si costruisce disponendo uno alla volta gli Z elettroni negli orbitali, seguendo l’ordine illustrato nelle Figure 1 e 2 a inizio lezione, in modo che ciascun orbitale sia occupato al massimo da due elettroni e che gli orbitali degeneri contengano un elettrone ciascuno prima di poter accogliere il secondo elettrone. Per scrivere la configurazione elettronica, il numero di elettroni presenti su ciascun sottolivello energetico è riportato come esponente della lettera caratterizzante il sottolivello stesso. Per esempio, la configurazione elettronica: 1s2/2s2 2p5 che si legge «uno esse due, due esse due, due pi cinque», ci dice che negli orbitali 1s e 2s ci sono rispettivamente due elettroni, mentre nei tre orbitali 2p ce ne sono cinque. Questo modo di esprimere la configurazione elettronica è chiamato notazione testuale. Definire la configurazione elettronica è importante per conoscere la disposizione degli elettroni nel livello energetico più esterno, detti elettroni di valenza: questa disposizione determina il modo in cui gli atomi interagiscono tra loro e caratterizza le proprietà chimiche dei diversi elementi. In altre parole, la reattività chimica degli elementi e la loro attitudine a formare legami dipende essenzialmente dalla loro configurazione elettronica esterna (o configurazione elettronica di valenza). Impariamo a rappresentare la configurazione elettronica di un elemento con un esempio pratico [Schema 1].
1
Risolvi con lo schema Rappresenta la configurazione elettronica dell’azoto
Per rappresentare la configurazione elettronica di un elemento, è necessario innanzitutto conoscere il numero di elettroni presenti. 1 Cerca il numero atomico Z dell’azoto nella tavola periodica degli elementi. L’azoto ha numero atomico Z = 7, perciò l’atomo di questo elemento possiede 7 elettroni. 2 Richiama alla memoria la regola della diagonale e la Figura 1 , e procedi alla scrittura della sequenza di orbitali «riempiti»* dei relativi elettroni: notazione testuale: 1s2/2s2 2p3 3 Rappresenta ciascun sottolivello energetico con il relativo numero di quadratini e gli elettroni in essi contenuti con le freccette correttamente orientate:
• Prova tu
2p
7N
3° Gli ultimi elettroni rimasti vanno a posizionarsi ciascuno in un orbitale del livello 2p, con spin paralleli, per rispettare la terza regola di Aufbau.
2s
2° I successivi due elettroni vanno a occupare l’orbitale 2s: quest’ultimo ha infatti minore energia rispetto agli orbitali 2p.
1s
1° I primi due elettroni occupano l’orbitale 1s, con spin antiparalleli.
Rappresenta la configurazione elettronica dell’elemento che ha Z = 12.
La configurazione elettronica degli elementi LEZIONE 3
93
Per brevità, eccettuati gli atomi con pochi elettroni, è consuetudine riportare solo la configurazione degli elettroni esterni, che è quella che influisce in modo determinante sulle proprietà chimiche degli elementi. La configurazione degli elettroni dell’atomo di ogni elemento coincide con quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica (indicato ponendo fra parentesi quadrate il suo simbolo) seguito da tutti i successivi orbitali, a energia crescente, che vengono riempiti. Vediamo alcuni esempi per capire meglio il significato di questo tipo di scrittura, che è chiamata notazione testuale compatta.
OSSIGENO, Z = 8. La disposizione sarà di due elettroni nell’orbitale 1s, due nel 2s, e quattro nei tre orbitali 2p. Un orbitale 2p contiene due elettroni, con spin antiparalleli, gli altri due contengono un solo elettrone con spin paralleli.
2p 2s
Notazione testuale: 1s2/2s2 2p4 Notazione testuale compatta: [He] 2s2 2p4 Evidenzia i sei elettroni di valenza, disposti sul livello energetico 2.
2
Notazione testuale: 1s /2s 2p
8O
2p
6
2s
Notazione testuale compatta: [He] 2s2 2p6 Evidenzia gli otto elettroni di valenza disposti sul livello energetico 2 (riempito completamente).
10Ne
3p 3s 2p
Notazione testuale: 1s2/2s2 2p6/3s2 3p3 Notazione testuale compatta: [Ne] 3s 3p
3
Evidenzia i cinque elettroni di valenza disposti sul livello energetico 3.
94
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
8 elettroni di valenza
1s
FOSFORO, Z = 15. La disposizione sarà di due elettroni nell’orbitale 1s, due nel 2s, sei nei tre orbitali 2p, due nell’orbitale 3s e tre nei tre orbitali 3p. Tutti gli orbitali fino al 3s contengono 2 elettroni, con spin antiparalleli, mentre i tre orbitali 3p contengono un elettrone ciascuno, con spin paralleli. 2
6 elettroni di valenza
1s
NEON, Z = 10. La disposizione sarà di due elettroni nell’orbitale 1s, due nel 2s, e sei nei tre orbitali 2p. Ogni orbitale 2p contiene 2 elettroni, con spin antiparalleli. 2
APPROFONDIMENTO La configurazione elettronica del titanio e del samario
2s 1s 15P
5 elettroni di valenza
4
Lezione
L’organizzazione della tavola periodica Chem Word
La legge della periodicità
Reihen
Già nella seconda metà dell’Ottocento, la conoscenza degli elementi chimici portò alla formulazione della prima tavola periodica degli elementi, elaborata dal chimico russo Dmitrij I. Mendeleev nel 1869 e solo pochi mesi dopo dal chimico tedesco Julian L. Meyer. Entrambi, l’uno all’insaputa dell’altro, classificarono i 63 elementi allora noti in base alla loro massa atomica crescente. Ciò portò a una scoperta sorprendente: le proprietà fisiche e chimiche si ripetevano uguali negli elementi appartenenti alla stessa colonna [Fig. 1]. Gruppe I – R2O
Gruppe II – RO
1 2 3 4
H=1 Li = 7 Na = 23 K = 39
5 6
(Cu = 63) Zn = 65 Rb = 85 Sr = 87
Gruppe III – R2O3
Gruppe IV RH4 RO2
Gruppe V RH3 R2O5
Gruppe VI RH2 RO3
Gruppe VII RH R2O7
Be = 9,4 B = 11 Mg = 24 Al = 27,3 Ca = 40 – = 44
C = 12 Si = 28 Ti = 48
N = 14 P = 31 V = 51
O = 16 S = 32 Cr = 52
– = 72 Zr = 90
As = 75 Nb = 94
Se = 78 Mo = 96
F = 19 Cl = 35,5 Mn = 55 Co = 59 Fe = 56 Cu = 63 Ni = 59 Br = 80 Rh = 104 – = 100 Ru = 104 Ag = 108 Pd = 106 J = 127 – – – – – – Ir = 197 – Os = 195 Au = 199 Pt = 198 – – – – – –
– = 68 ?Yt = 88
(Ag = 108) Cd = 112 In = 113 7 Ba = 137 ?Di = 138 8 Cs = 133 (–) – – 9 – ?Er = 178 10 – 11 12 –
Elemento | Element dal latino elementum (di origine incerta), con cui i Latini rendevano i vari significati del greco stoikheîon «principio, rudimento, lettera dell’alfabeto»
(Au = 199)
Hg = 200 –
Tl = 204 –
Sn = 118 ?Ce = 140 – ?La = 180 Pb = 207 Th = 231
Sb = 122
Te = 128
–
–
– Ta = 182
– W = 184
Bi = 208 –
– U = 240
Negli anni 1913-1914, il fisico inglese Henry Moseley (1887-1915) sostenne che le proprietà chimiche degli elementi dipendevano dal loro numero atomico (e non dalla massa atomica, come riteneva Mendeleev) e che questo era il vero criterio ordinatore del sistema periodico. I suoi esperimenti portarono alla formulazione della legge della periodicità, caratteristica fondante della tavola periodica.
Gruppe VIII – RO4
Figura 1 La versione del 1871 della tavola periodica di Mendeleev.
La legge della periodicità afferma che le proprietà chimiche degli elementi variano periodicamente in funzione del numero atomico e non della massa atomica. Disponendo gli elementi secondo il numero atomico crescente, alcune proprietà chimiche si ripetevano con regolarità. Pertanto, fra l’idrogeno (Z = 1) e l’uranio (Z = 92) esistevano necessariamente solo 90 elementi, fra cui qualcuno ancora da scoprire, ma di numero atomico ben noto: la scoperta di questi elementi avvenne nei decenni successivi. Infine, dal 1940 in poi, tramite bombardamento di nuclei con particelle pesanti o altri nuclei, furono sintetizzati gli elementi transuranici, ovvero con numero atomico maggiore di quello dell’uranio, tutti radioattivi. Negli anni seguenti si giunse alla stesura definitiva della moderna tavola periodica degli elementi (questa è la dicitura che la caratterizza), che ancora oggi consultiamo e che conferma le intuizioni geniali di Mendeleev.
VIDEO Gli elementi della tavola periodica: alcuni esempi
L’organizzazione della tavola periodica LEZIONE 4
95
La moderna tavola periodica degli elementi Nel sistema periodico moderno gli elementi sono ordinati secondo il numero atomico crescente. Analizziamo le principali caratteristiche della versione moderna della tavola periodica, che viene illustrata alla pagina seguente.
VIDEO Numero atomico e numero di massa
• Ogni elemento è rappresentato dal proprio simbolo, posto all’interno di un riquadro, in cui è indicato anche il numero atomico dell’elemento stesso [Fig. 2]. Le tavole periodiche più complete ci indicano anche altre proprietà chimico-fisiche. Figura 2 Il cromo e le sue numeri di ossidazione simbolo numero atomico nome massa atomica
+2, +3, +6
Cr
24
cromo 51,996
elettronegatività
1,6 655 1875 2665
energia di prima ionizzazione temperatura di fusione temperatura di ebollizione
• Gli elementi a oggi identificati sono 118; quelli dall’idrogeno (Z = 1) all’uranio (Z = 92) sono naturali, salvo il tecnezio (Z = 43) e il promezio (Z = 61). Gli elementi transuranici (ossia successivi all’uranio) sono quasi tutti artificiali. • Come nella tavola di Mendeleev, gli elementi sono disposti secondo righe orizzontali (periodi) e colonne verticali (gruppi o famiglie chimiche). I gruppi comprendono elementi con proprietà chimiche e fisiche simili, mentre nei periodi le proprietà variano gradualmente. Da sinistra a destra in un periodo si passa con gradualità da elementi spiccatamente metallici a elementi spiccatamente non metallici; in un gruppo le proprietà metalliche aumentano dall’alto verso il basso. Il confine tra metalli e non metalli è rappresentato da una linea spezzata che inizia sotto il boro e termina a destra del polonio (un tratto della linea è presente anche sotto l’idrogeno). Gli elementi a ridosso della linea spezzata, sulla destra, sono semimetalli. • I periodi sono sette: il primo comprende due elementi, il secondo e il terzo otto, il quarto e il quinto diciotto, il sesto e il settimo trentadue. I primi tre periodi sono detti brevi periodi, mentre quelli dal quarto al settimo sono noti come lunghi periodi. • I gruppi sono caratterizzati da numeri romani e da lettere maiuscole (A o B) nella numerazione CAS (Chemical Abstract Service), oppure dai numeri arabi da 1 a 18 nella numerazione IUPAC. Gli elementi dei primi due gruppi a sinistra e degli ultimi sei a destra (identificati dalla lettera A) sono detti elementi tipici o rappresentativi o elementi dei gruppi principali; al centro della tavola periodica (identificati dalla lettera B) si trovano gli elementi di transizione, mentre nelle due righe in basso sono posti gli elementi di transizione interna, distinti in lantanoidi e attinoidi. • Alcuni gruppi hanno nomi particolari: il gruppo IA, escluso l’idrogeno, è detto gruppo (o famiglia) dei metalli alcalini, il IIA gruppo dei metalli alcalino-terrosi, il VIIA gruppo degli alogeni e l’VIIIA gruppo dei gas nobili. I gruppi dal IIIA al VIA prendono il nome dal primo elemento del gruppo, ad esempio il VA è chiamato gruppo dell’azoto.
96
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
proprietà chimico-fisiche in una tavola periodica completa.
La Figura 3 riporta la struttura della moderna tavola periodica degli elementi, dove sono evidenziate tutte le principali caratteristiche appena descritte. Figura 3 La moderna
Gli elementi rappresentativi comprendono metalli e non metalli con svariate proprietà, che variano in modo regolare lungo i periodi: in essi la legge della periodicità è molto evidente.
tavola periodica degli elementi.
Gli elementi di transizione, rispetto agli elementi rappresentativi, sono molto più simili tra loro e gli elementi di transizione interna si somigliano ancora di più. Elementi rappresentativi IA 1 1 2
Periodo
3 4 5 6 7
1 3
H Li
VIIIA 18
numero del gruppo
IIA 2
Be
IIIA IVA 13 14 Gruppo
4
Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB
11
K
19
Rb
37
Cs
55
Fr
87
12
Ca
20
Sr
38
Ba
3
Sc
21
Y
39
4
Ti
22
Zr
40
La * Hf
5
V
23
6
7
Ta
57
72
73
Ra
Ac * Rf 89 * 104
105
Db
VIIIB 8
Cr Mn Fe
24
25
Nb Mo Tc
41
56 88
Elementi rappresentativi
Elementi di transizione
42
W
74
Sg
106
43
Re
75
26
Ru
44
Os
76
9
Co
27
Rh
45
Ir
77
5
10
Ni
28
Pd
46
Pt
78
Bh Hs Mt Ds
107
108
109
110
IB 11
Cu
29
Ag
47
IIB Al 12 13
Rg
111
6
C Si
14
Zn Ga Ge
30
31
Cd
48
Au Hg
79
B
80
In
49
Tl
81
Cn Nh
112
113
32
Sn
50
Pb
82
Fl
114
VA 15 7
N P
15
As
33
Sb
51
Bi
83
Mc
115
VIA VIIA He 16 17 2 8
O S
16
Se
34
Te
52
Po
84
Lv
116
9
F
Cl
17
Br
35
I
53
At
85
Ts
117
Ne
10
Ar
18
Kr
36
Xe
54
Rn
86
Og
118
Elementi di Lantanoidi * Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 transizione Attinoidi * Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr interna * 90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
La Figura 4 riporta uno schema sintetico della moderna tavola periodica, in cui i diversi gruppi di elementi sono identificati con un codice colore per rendere più evidenti i raggruppamenti.
103
Figura 4 La tavola periodica al colpo d’occhio.
1
18 2
13 - 16
17
3 - 12
Gruppo 1: idrogeno e metalli alcalini Gruppo 2: metalli alcalino terrosiw Gruppi 3-12: elementi di transizione Gruppi 13-16: metalli, non metalli e semimetalli
Gruppo 17: alogeni Gruppo 18: gas nobili In viola: elementi di transizione interna In nero: elementi nuovi e talmente instabili da non essere stati ancora ben caratterizzati
L’organizzazione della tavola periodica
LEZIONE 4
97
5
Lezione
Proprietà periodiche a confronto
La periodicità della configurazione elettronica di valenza è accompagnata dalla periodicità di molte proprietà che sono osservabili a livello atomico e che nel loro insieme sono dette proprietà periodiche. Le principali proprietà periodiche sono: • il raggio atomico; • l’energia di ionizzazione; • l’affinità elettronica; • l’elettronegatività.
Chem Word Periodo | Period dal latino periŏdus (nel senso temporale e grammaticale), dal greco períodos, propriamente «circuito, giro»
Si tratta di proprietà fisiche (raggio atomico) e proprietà chimiche (energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività) molto importanti, che caratterizzano i diversi elementi sia a livello atomico sia a livello di comportamento chimico. Per esempio, il sodio (Na), il magnesio (Mg) e il potassio (K), elementi presenti in piccole quantità nel nostro organismo ma di fondamentale importanza, hanno proprietà periodiche simili.
Le proprietà periodiche variano con regolarità sia lungo i periodi sia lungo i gruppi. Partendo dagli elementi del gruppo IA e andando verso destra, le proprietà periodiche aumentano o diminuiscono in modo abbastanza regolare lungo ciascun periodo. Tali proprietà variano con regolarità, ma in maniera più significativa, anche lungo i singoli gruppi, talvolta aumentando di valore, talvolta diminuendo.
Il raggio atomico Le dimensioni degli atomi non possono essere stabilite con esattezza, in quanto a livello teorico i loro orbitali non hanno confini ben precisi; di conseguenza, la definizione di raggio atomico è necessariamente un’approssimazione basata su calcoli teorici e dati empirici.
In genere, per raggio atomico di un elemento si intende la metà della distanza fra i nuclei di due atomi contigui nella molecola o nel cristallo dell’elemento stesso. Per esempio, poiché la distanza fra i nuclei nella molecola biatomica del bromo (Br2), misurata attraverso opportune tecniche spettroscopiche, è pari a 228 pm, per il raggio atomico del bromo si assume il valore di 114 pm (pari a 1,14⋅10−10 m) [Fig. 1]. Analogamente, dato che nella molecola di idrogeno (H2) la distanza fra i due nuclei è 74 pm, il raggio atomico dell’idrogeno è 37 pm. Si può notare che si tratta di valori estremamente piccoli. I raggi atomici dei metalli (che non formano molecole, ma cristalli) si ottengono dividendo per due le distanze fra i nuclei adiacenti nei cristalli metallici.
228 pm r=
2r
Br
Br
Osserviamo l’andamento del raggio atomico lungo i periodi e i gruppi nella tavola periodica semplificata della Figura 2. Si nota chiaramente che il raggio atomico varia
98
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
228 pm = 114 pm 2
Figura 1 Il raggio atomico del bromo.
in modo periodico in funzione del numero atomico, secondo due precisi gradienti: • in uno stesso gruppo, il raggio atomico aumenta dall’alto verso il basso; • lungo il periodo, il raggio atomico diminuisce da sinistra verso destra. In altri termini, il raggio atomico aumenta spostandosi verso il basso e verso sinistra nella tavola periodica. Figura 2 Il raggio atomico (in pm) degli elementi rappresentativi [A] e il diagramma
In azzurro sono rappresentati i metalli, in arancione i semimetalli e in verde i non metalli.
IA H
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
della variazione periodica del raggio atomico [B] in funzione del numero atomico. VIIA
Aumento del raggio e del volume atomico
37
VIIIA He 32
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
152
113
88
77
70
66
64
69
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
186
160
143
117
110
104
99
97
B 300
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
227
197
122
122
121
117
114
110
Rb
250 Raggio atomico
A
K
200 150
Sr
In
Sn
Sb
Te
l
Eu Yb
Na
Ac
Pb
Li
Zn
100
Cl
Br
Po
Am
F
50 Rb
Cs
Xe
0 247
215
163
140
141
143
133
130
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
265
217
170
175
155
167
140
145
0
10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Numero atomico
Aumento del raggio e del volume atomico
Questo andamento dei valori del raggio atomico, che è identico per il volume atomico, è modulato essenzialmente da due fattori: • il numero quantico principale n del livello energetico occupato più esterno, che corrisponde al periodo di appartenenza dell’elemento; • la carica nucleare effettiva, ossia la carica positiva che realmente agisce sugli elettroni esterni. Essa è pari alla carica del nucleo, ridotta però dall’effetto di schermo esercitato dagli elettroni degli strati interni.
L’energia di ionizzazione Se si fornisce energia a un atomo è possibile rimuovere i suoi elettroni uno alla volta, a partire da quello che si trova sul livello energetico più lontano dal nucleo. Questo processo è detto ionizzazione e determina la trasformazione dell’atomo, prima in un catione (ione positivo) di raggio minore rispetto all’atomo neutro e, successivamente, in cationi di carica crescente [Fig. 3].
Proprietà periodiche a confronto LEZIONE 5
99
Il processo di ionizzazione di un atomo di litio richiede energia e porta a uno ione litio positivo le cui dimensioni, in termini di nube elettronica, sono inferiori a quelle dell’atomo neutro.
Livello energetico di valenza. –
–
520 kJ ⋅ mol
+ + + –
+ + + –
–
– Li + e
L’elettrone che viene strappato apparteneva al guscio elettronico più esterno.
Li + energia
È detta energia di ionizzazione (Ei) l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo neutro di un gas o da uno ione di un gas ionizzato. L’energia di ionizzazione può essere fornita da una radiazione elettromagnetica di opportuna frequenza, da una scarica elettrica o mediante riscaldamento. Essa è sempre positiva perché, per allontanare un elettrone (di carica negativa) da un nucleo (di carica positiva) cui è legato dall’attrazione coulombiana, bisogna compiere un lavoro. Lo ione positivo che si forma possiede un’energia superiore rispetto all’atomo (o allo ione) di partenza. I valori dell’energia di ionizzazione sono espressi in kJ/mol, perché si riferiscono all’energia necessaria ad allontanare una mole di elettroni da una mole di atomi o ioni allo stato gassoso (un elettrone per atomo o ione). Le energie che occorrono per strappare a un atomo, in successione, un primo, un secondo, un terzo elettrone (e così via) sono dette, rispettivamente, energia di prima ionizzazione (E1), di seconda ionizzazione (E2), di terza ionizzazione (E3) e via dicendo. Tali valori crescono notevolmente passando dal primo elettrone a quelli successivi, dato che l’atomo perdendo elettroni si trasforma in ioni di carica positiva crescente, ai quali è sempre più difficile sottrarre un elettrone. In particolare, l’energia di prima ionizzazione E1 è quella necessaria per rimuovere l’elettrone più esterno dall’atomo di un gas ed è spesso detta semplicemente energia di ionizzazione. Il processo di prima ionizzazione è descritto dall’equazione: Energia di prima ionizzazione Atomo allo stato fondamentale
A(g) + E1 → A+(g) + e−
Catione
L’andamento dell’energia di prima ionizzazione nella tavola periodica, pur con qualche irregolarità, è il seguente: • in uno stesso gruppo, l’energia di prima ionizzazione diminuisce dall’alto verso il basso; • lungo il periodo, l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra verso destra. In altri termini, l’energia di prima ionizzazione aumenta spostandosi verso l’alto e verso destra nella tavola periodica [Fig. 4]. I metalli alcalini sono gli elementi con l’energia di ionizzazione minore. Al contrario, l’elevata stabilità dei gas nobili risulta evidente dai valori particolarmente alti dell’energia di ionizzazione.
100
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
Figura 3 Il processo di
ionizzazione di un atomo neutro.
A
B
2 Li Be
1310
Periodo
2
519 900
3 Na Mg 4
18 Gruppo He 13 14 15 16 17 2370 B C N O F Ne 799 1090 1400 1310 1680 2080
Al Si
P
S
Cl Ar
494 736
577 786 1011 1000 1255 1520
K Ca
Ga Ge As Se Br Kr
418 590
Sr 5 Rb 402 548 6 Cs Ba 376 502
577 784 947 941 1140 1350
In Sn Sb Te
I Xe
556 707 834 870 1008 1170
Energia di ionizzazione (kJ/mol)
1 H 1
aumento dell’energia di prima ionizzazione
aumento dell’energia di prima ionizzazione energia di ionizzazione (kJ · mol ) 1-500 501-1000 1001-1500 1501-2000 2001-2500
2500 He Ne
2000
Ar
1500 1000
Tl Pb Bi Po At Rn
Xe
H
500 0
Kr
Li
0
Na
K
10
20
Rb
30
590 716 703 812 1037 1036
L’affinità elettronica
Anione
A(g) + e− → A−(g) + Eae
Si definisce affinità elettronica l’energia che si libera quando un atomo isolato allo stato gassoso acquista un elettrone.
–
–
–
–
+ + +
+ + +
–
– –
Li + e
40 50 60 70 Numero atomico
80
prima ionizzazione degli elementi rappresentativi [A] e il diagramma della variazione periodica dell’energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico [B].
Affinità elettronica
L’energia che si libera è detta affinità elettronica (Eae) ed è una misura della tendenza degli atomi alla formazione di anioni.
Livello energetico di valenza.
Cs
Figura 4 L’energia di
Parecchi atomi tendono a catturare spontaneamente un elettrone, trasformandosi in ioni negativi (anioni) più stabili (ossia a minore energia) del corrispondente atomo neutro, e liberando energia nel processo [Fig. 5]. Questo processo è rappresentato dall’equazione:
Atomo allo stato fondamentale
Rn
–
Figura 5 Il processo di cattura spontanea di un elettrone da parte di un atomo neutro.
La cattura di un elettrone da parte di un atomo di litio avviene con liberazione di energia e porta a uno ione litio negativo le cui dimensioni, in termini di nube elettronica, sono superiori a quelle dell’atomo neutro. L’elettrone in più si colloca nel guscio elettronico più esterno.
Li + energia (60 kJ/mol)
I valori di questa grandezza sono espressi in kJ/mol, come quelli dell’energia di ionizzazione, e sono in genere negativi, perché gli atomi di gran parte degli elementi liberano energia quando acquistano un elettrone: l’anione che si forma è quindi più stabile dell’atomo neutro di partenza. Valori positivi dell’affinità elettronica stanno a indicare che per aggiungere un elettrone all’atomo occorre fornire energia (in questo caso, l’anione che si forma è meno stabile dell’atomo neutro). L’andamento del valore assoluto dell’affinità elettronica, seppure con parecchie irregolarità, è parallelo a quello dell’energia di prima ionizzazione: • in uno stesso gruppo, l’affinità elettronica diminuisce dall’alto verso il basso; • lungo il periodo, l’affinità elettronica aumenta da sinistra verso destra.
Proprietà periodiche a confronto LEZIONE 5
101
90
Il valore assoluto dell’affinità elettronica aumenta dunque spostandosi verso l’alto e verso destra nella tavola periodica [Fig. 6]. A
B aumento dell’affinità elettronica
2 Be Li 2 ~0 60 3 Na Mg ~0 53 4 K Ca
43
134
72
200
349
48
2
Ga 29
Ge
116
As 78
Se
195
Br
5
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
6
Cs
Ba
73
47 46
5
14
29
116
103
Tl
Pb
Bi
19
35
91
16 O
141
S
190
Po
174
17 F
328
Cl
325
I
295
At
270
Affinità elettronica (kJ/mol)
Gruppo 13 14 15 N C B 27 122 ~0 P Al Si
18 He ~0 Ne ~0 Ar ~0 Kr ~0 Xe ~0 Rn ~0
aumento dell’affinità elettronica
Periodo
1
1 H
400 F
Cl
Br I
300
At Au
200 100
0 He Be N Ne Mg Ar Ca Mn Zn
0
10
20
30
Kr Sr
40
Xe
Cd
Ba
50
60
Hf
Hg
70
80
Rn
90
Numero atomico
Tale parallelismo tra le due proprietà atomiche è semplice da spiegare: un atomo che perde facilmente un elettrone (bassa energia di ionizzazione) avrà scarsa propensione ad acquistarne un altro (bassa affinità elettronica); al contrario, un atomo che «tiene stretti» i suoi elettroni esterni (alta energia di ionizzazione) tende anche a legare con forza un elettrone aggiuntivo (elevata affinità elettronica).
L’elettronegatività Un’altra importante proprietà periodica atomica, che entra in gioco solo quando gli atomi interagiscono per formare legami, è l’elettronegatività. Essa può essere considerata come l’unione delle due proprietà precedenti.
L’elettronegatività è una grandezza che misura la capacità di un dato elemento di attrarre verso di sé gli elettroni impegnati nel legame chimico con un altro elemento (detti elettroni di legame).
I valori relativi agli elementi 58-71 non sono noti in maniera accurata
Figura 6 L’affinità
elettronica degli elementi rappresentativi [A] e il diagramma della variazione periodica dell’affinità elettronica in funzione del numero atomico [B].
VIDEO L’elettronegatività
L’elettronegatività è una grandezza adimensionale poiché si misura su una scala di valori relativi. Essa ci permette di stabilire che, per esempio, il fluoro è «quattro volte più forte» del litio e «due volte più forte» del boro nell’attirare a sé elettroni, senza assegnare a questa forza alcuna unità di misura. Anche l’elettronegatività si rivela essere una proprietà periodica con andamento simile all’energia di ionizzazione e all’affinità elettronica: • in uno stesso gruppo, più o meno regolarmente, l’elettronegatività diminuisce dall’alto verso il basso; • lungo il periodo, più o meno regolarmente, l’elettronegatività aumenta da sinistra verso destra. Fanno eccezione i gas nobili, che a causa della loro inerzia chimica hanno un’elettronegatività praticamente nulla (in particolare i primi tre, di cui non si conosce alcun composto stabile). L’aumento di tale grandezza lungo un periodo è dovuto sia alla diminuzione del raggio atomico sia all’aumento della carica nucleare; la diminuzione dell’elettronegatività scendendo nel gruppo è dovuta all’aumento del raggio atomico e all’effetto schermante degli elettroni interni, che riducono la forza di attrazione del nucleo nei confronti degli elettroni di legame [Fig. 7]. La scala di valori dell’elettronegatività più comunemente utilizzata fu definita dal chimico statunitense Linus C. Pauling (1901-1994). Famoso, oltre che come scien-
102
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
– +
+ –
Figura 7 L’atomo con raggio atomico minore attrae più fortemente gli elettroni di legame.
ziato, anche per la sua attività di pacifista, Pauling è stato vincitore di due premi Nobel: per la chimica (1954) e per la pace (1962). Sulla base della scala dell’elettronegatività di Pauling è possibile [Fig. 8]: • individuare gli elementi meno elettronegativi, che si trovano in basso a sinistra nella tavola periodica (0,7 per il cesio e il francio); • individuare gli elementi più elettronegativi, che si trovano in alto a destra nella tavola periodica (4,0 per il fluoro); • prevedere quale tipo di legame si instaurerà tra due elementi.
Figura 8
A parte qualche eccezione tra gli elementi di transizione, in genere i metalli mostrano valori di elettronegatività significativamente più bassi dei non metalli, mentre i semimetalli si collocano in una fascia intermedia di valori. aumento dell’elettronegatività
2
Periodo
3 4 5 6 7
H
2,1
Li
0,7 - 1,1 1,2 - 1,6
IIA 2 1,5
Na
Mg IIIB IVB
K
0,8
Rb 0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
2,7 - 4,0
Be
1,0 0,9
1,7 - 2,1 2,2 - 2,6
3
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
4
Sc
1,3
Y
1,2
V
Cr
1,5
1,6
1,6
Zr
Nb
Mo
1,4
1,6
1,8
8
9
1,5
1,8
Fe
Co
Tc
Ru
Rh
Mn 1,9
2,2
1,8 2,2
Ir
IB 11
IIB 12
1,5
1,8
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
Pd
Ag
Cd
Pt
Au
Hg
Eu
Gd
2,2
1,9 1,9
1,6 1,7
1,7
1,9
Re
Os 2,2
2,2
Lantanoidi * Ce 1,1
1,1
Pr
Nd
Pm
Sm 1,2
1,1
1,2
1,2
* Th * 1,3
1,5
U
Np 1,3
Pu 1,3
Am Cm 1,3 1,3
1,1
Ra
Ac * 1,1 *
1,3
Attinoidi
Ta
W
Pa
1,1 1,7
1,2
2,2
2,4
N
2,5
10 1,8
VA 15
C
B
2,0
VIIIB
1,5
La * Hf
0,9 0,9
Ti
Gruppo VB VIB VIIB 5 6 7
IIIA IVA 13 14
3,0
P
Si
Al
1,6
2,1
As
1,8
2,0
Sb
Sn
In
1,7
1,8
1,9
Bi
Pb
Tl
1,9
1,8
1,9
Tb
Dy
Ho 1,2
1,2
Bk 1,3
Cf 1,3
Es 1,3
1,2
Elettronegatività (capacità di attirare gli e− di legame) H − elettronegativo
→
Cl + elettronegativo
F
O
3,5
4,0
Cl
S
2,5
3,0
Br
Se
2,4
2,8
I
Te
2,1
2,5
At
Po
1,9
2,0
Er
Tm 1,2
1,2
Fm 1,3
Md 1,3
No
La Figura 9 riporta una sintesi delle tre proprietà periodiche chimiche appena analizzate: energia di prima ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Energia di 1ª ionizzazione (energia necessaria per sottrarre 1 elettrone) A(g) + E1 → A+(g) + e−
VIA VIIA 16 17
2,2
Yb
Lu 1,3
1,5
Figura 9 Le proprietà periodiche chimiche.
maggiore energia di ionizzazione
maggiore elettronegatività
Affinità elettronica (energia liberata durante l’aggiunta di 1e−) A+(g) + e− → A−(g) + E
aumento dell’elettronegatività
IA 1 1
L’elettronegatività degli elementi secondo la scala di Pauling.
He F Cl
maggiore affinità elettronica
Tutte e tre le proprietà periodiche chimiche aumentano da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto (i gas nobili sono esclusi, tranne nel caso dell’energia di 1ª ionizzazione).
Proprietà periodiche a confronto LEZIONE 5
103
6
Lezione
Elementi: metalli, non metalli, semimetalli
VIDEO La Tavola periodica degli elementi
Nella Lezione 1 abbiamo visto che la tavola periodica può essere suddivisa in base al carattere metallico, non metallico e semimetallico degli elementi [Fig. 1]. Analizziamo ora nel dettaglio ciascuna di queste categorie, caratterizzate da proprietà chimiche e fisiche distinte.
Figura 1 La suddivisione della tavola periodica in metalli, non metalli e semimetalli. VIIIA 18
il carattere metallico aumenta verso il basso
IA 1 1 2 3 4 5 6 7
1 3
H Li
Na
11
K
19
Rb
37
Cs
55
Fr
87
metalli semimetalli non metalli
IIA 2
Be
IIIA IVA 13 14
4
Mg IIIB IVB
12
Ca
20
Sr
38
Ba
3
Sc
21
Y
39
4
Ti
22
Zr
40
La * Hf
VB 5
V
23
Nb
41
Ta
56
57
72
73
Ra
Ac * Rf 89 * 104
105
88
5
VIIIB
Db
VIB VIIB 6 7
Cr
24
Mo
42
W
74
Sg
106
Mn
25
Tc
43
Re
75
Bh
107
8
Fe
26
Ru
44
Os
76
Hs
108
9
Co
27
Rh
45
Ir
77
Mt
109
10
Ni
28
Pd
46
Pt
78
Ds
110
IB 11
Cu
29
Ag
47
Au
79
Rg
111
B
6
IIB Al 12 13
Zn
30
Cd
48
Hg
80
Cn
112
C Si
14
Ge
Ga
31
32
Sn
In
49
50
Pb
Tl
81
82
Nh
Fl
113
114
VA 15 7
N P
15
As
33
Sb
51
Bi
83
Mc
115
VIA VIIA He 16 17 2 8
O S
16
Se
34
Te
52
Po
84
Lv
116
9
F Cl
17
Br
35
I
53
At
85
Ts
117
Ne
10
Ar
18
Kr
36
Xe
54
Rn
86
Og
118
il carattere metallico aumenta verso sinistra
Il carattere metallico La maggior parte degli elementi della tavola periodica, circa una novantina, sono metalli. A temperatura ambiente, gli elementi metallici sono solidi (a eccezione del mercurio che è liquido), duri e lucenti, malleabili, duttili e buoni conduttori di calore e di elettricità. A livello atomico, i metalli sono caratterizzati dalla tendenza a perdere elettroni, riconducibile a una bassa energia di ionizzazione, e a essere tanto più reattivi quanto più facilmente perdono elettroni. Si distinguono quindi marcatamente dai non metalli che, per la loro elevata affinità elettronica, hanno tendenza ad acquistare elettroni.
Il carattere metallico di un elemento è inversamente correlato ai valori dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica dell’elemento stesso. Nella tavola periodica, il carattere metallico presenta di conseguenza un andamento opposto rispetto ai valori di queste proprietà periodiche, aumentando in un gruppo dall’alto verso il basso e diminuendo in un periodo da sinistra verso destra. Se ne ricava che i metalli per eccellenza sono presenti nei gruppi da IA a IIIA, con gli elementi più spiccatamente metallici che occupano la parte in basso a sinistra della tavola periodica. In particolare, gli elementi metallici caratteristici sono i metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi [Fig. 2].
104
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
Figura 2 Esempi di metalli alcalini (Li) e alcalino-terrosi (Ca).
3
Li 2s
Il litio è utilizzato nelle batterie dei dispositivi elettronici.
Ca
20
4s
Il calcio è un fondamentale componente delle ossa e dei denti.
Il carattere non metallico
Figura 3 Esempi
I non metalli presenti nella tavola periodica sono pochi e sono disposti a destra della linea spezzata che li separa dai metalli. Sebbene in natura siano in numero nettamente minore rispetto ai metalli, i non metalli sono i maggiori costituenti dell’aria, del mare e della terra, di cui rappresentano il 74,3%. Si tratta di elementi di fondamentale importanza per la vita: anche il nostro organismo è costituito quasi interamente da non metalli. A temperatura ambiente, la maggior parte dei non metalli si trova allo stato gassoso (idrogeno, azoto, ossigeno ecc.), alcuni sono allo stato solido (zolfo, fosforo, carbonio) e uno solo è allo stato liquido, il bromo. Essi hanno densità minore dei metalli, sono opachi, non sono lavorabili, anzi sono molto fragili e riducibili in polvere, sono isolanti, in quanto non conducono calore o elettricità. Un’eccezione è rappresentata dagli atomi di carbonio, quando si legano a formare le strutture del diamante e della grafite: tali materiali sono rispettivamente buoni conduttori di calore e di corrente elettrica, grazie alle loro particolari strutture. A livello atomico, i non metalli sono caratterizzati dalla tendenza ad accettare elettroni, riconducibile a un’alta energia di ionizzazione, e ad essere tanto più reattivi quanto più facilmente acquistano elettroni. Si distinguono quindi marcatamente dai metalli che, per la loro bassa affinità elettronica, hanno tendenza a cedere elettroni.
di alogeni (Cl) e gas nobili (He).
Cl
17
3s 3p
Il cloro è utilizzato come disinfettante dell’acqua.
He
2
1s
L’elio è utilizzato per gonfiare i palloncini.
Il carattere non metallico di un elemento è direttamente correlato ai valori dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica dell’elemento stesso. Nella tavola periodica, il carattere non metallico presenta perciò lo stesso andamento dei valori delle due proprietà periodiche chimiche, diminuendo in un gruppo dall’alto verso il basso e aumentando in un periodo da sinistra verso destra. I gruppi di non metalli in cui troviamo particolarmente spiccato il carattere non metallico sono gli alogeni e i gas nobili [Fig. 3].
Un carattere intermedio: i semimetalli I semimetalli sono soltanto sette: il boro, il silicio, il germanio, l’arsenico, l’antimonio, il tellurio e l’astato.
I semimetalli hanno proprietà intermedie fra i metalli e i non metalli. Questi elementi sono tutti solidi a temperatura ambiente. Dal punto di vista delle proprietà chimiche, si comportano prevalentemente da non metalli, ma talvolta sono lucenti e spesso (in particolare il germanio e il silicio) sono semiconduttori, ossia sostanze la cui conducibilità elettrica è bassa a temperatura ambiente, ma aumenta alle temperature più alte o con l’aggiunta di minime quantità di opportuni elementi (drogaggio o doping del semiconduttore). Per le loro caratteristiche di semiconduttori, il silicio e il germanio trovano ampia applicazione nell’industria elettronica. Oggi infatti la maggior parte dei dispositivi elettronici di uso quotidiano contiene silicio, che è quindi alla base di quasi tutte le innovazioni tecnologiche più importanti degli ultimi decenni. Per questo motivo, per descrivere il periodo in cui stiamo vivendo si parla di «era del silicio» (nota come Silicon Era in inglese), che va dalla comparsa dei primi computer con circuiti al silicio fino a oggi [Fig. 4].
Figura 4 Un circuito
elettronico con parti in silicio.
Elementi: metalli, non metalli, semimetalli LEZIONE 6
105
nochimica L’oro è l’elemento più caro? Siamo abituati a pensare che l’oro sia l’elemento più prezioso dal punto di vista economico. Di certo, il suo valore è molto influenzato dalla sua rarità, dalla richiesta nei mercati globali e dalla sua longevità. Ci sono anche altre proprietà che lo rendono un metallo appetibile per le diverse lavorazioni: è resistente, duttile, malleabile, non si corrode e può essere lavorato in una gran varietà di forme. Con esso si possono creare oggetti diversi e per tale ragione è impiegato nella gioielleria così come nell’elettronica. In realtà ci sono altri metalli preziosi, più costosi dell’oro, i cui prezzi variano nel tempo in funzione delle fluttuazioni sul mercato dei costi delle materie prime e sono: • il rodio, spesso considerato il metallo più costoso al mondo, impiegato principalmente come rivestimento per i gioielli oppure per applicazioni industriali • il platino e il palladio, molto preziosi, usati in gioielleria, come catalizzatori, in particolare nell’industria automobilistica, e in altre applicazioni industriali • l’iridio, metallo molto denso e adatto ad applicazioni specializzate, come nel settore aerospaziale e nelle candele di accensione. Le normative in materia di catalizzatori, sempre più stringenti, hanno fatto salire il prezzo di questo elemento in maniera vertiginosa negli ultimi anni. Gli altri fattori che concorrono a rendere questo elemento così prezioso sono legati alla geopolitica. La maggior parte della fornitura mondiale di rodio proviene dal Sudafrica, una zona del continente africano che nel corso degli anni è stata spesso soggetta a instabilità politica e interruzioni della catena di approvvigionamento, creando incertezza sul mercato. Il rodio non è l’unico elemento prezioso e raro dal punto di vista industriale. Se provate a fare una ricerca, scoprirete che anche altri elementi sono preziosi e strategici per il settore industriale, per esempio gli elementi che appartengono alle terre rare, come cobalto, disprosio e neodimio.
Una spilla in rodio e perle marine
Ripassa l’unità con la mappa Tavola periodica
dipende da
presenta delle
proprietà periodiche
configurazione elettronica degli elementi
ricavabile con i
numeri quantici
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ECOnochimica
divisa in
energia di ionizzazione
affinità elettronica
raggio atomico
gruppi
periodi
colonne verticali
righe orizzontali
elettronegatività
CHIEDI ALL’INTELLIGENZA ARTIFICIALE Da dove si estrae il rodio? Quali sono i metodi di purificazione? Quali sono gli impatti negativi legati alla sua estrazione e produzione?
Area operativa Le proprietà della luce e l’atomo di Bohr
Lezione 1
Evidenzia l’opzione corretta 1 Si dice che una grandezza è continua/quantizzata quando può assumere solo determinati valori. 2 Al crescere del livello energetico, il numero massimo di elettroni aumenta/diminuisce. 3 L’energia emessa da un elettrone è uguale a/diversa da quella assorbita.
Rifletti e rispondi ESERCIZIO SVOLTO
SOLUZIONE a. Per convertire tra loro queste unità di misura ricorda che 1 nm = 10−9 m e 1 pm = 10−12 m. 589 nm = 589·10−9 m = 5,89·10−7 m 589 nm = 589·10−6 mm = 5,89·10−4 mm 589 nm = 589·103 pm = 5,89·105 pm b. Confronta la lunghezza d’onda della riga con lo spettro elettromagnetico riportato nella Figura 4 della Lezione 1; la lunghezza d’onda corrisponde a una di quelle della radiazione visibile e in particolare al colore giallo. c. Per calcolare la frequenza occorre impiegare la relazione: o = c/λ Ricordando che la velocità della luce è 3,00·108 m · s−1 e che l’unità di misura della frequenza sono gli Hz (1 Hz = 1 s−1): o=
−1
3,00·10 m · s 589·10−9 m
8 Calcola, nell’unità di misura più opportuna, la lunghezza d’onda delle seguenti radiazioni e indica a quali regioni dello spettro appartengono. a. o = 3,0·1019 Hz b. o = 3,0·1012 Hz c. o = 3,0·108 Hz
Lezione 2
Lo spettro di emissione del sodio 4 La lunghezza d’onda della riga D di emissione del sodio è di 589 nm. a. Esprimi la lunghezza d’onda in m, mm e pm. b. In che zona dello spettro elettromagnetico si trova questa riga? c. Quanto vale la frequenza di questa riga?
8
7 Calcola l’energia di un fotone delle radiazioni con lunghezza d’onda pari a: a. 350 nm (ultravioletto) b. 1,00 cm (microonde) c. 540 nm (verde)
= 5,09·1014 s−1 = 5,09·1014 Hz
5 Calcola la frequenza e individua la regione dello spettro elettromagnetico delle radiazioni aventi lunghezza d’onda pari a: a. 410 nm b. 230 nm c. 148 pm 6 Calcola la lunghezza d’onda e individua la regione dello spettro elettromagnetico delle radiazioni con frequenza pari a: b. 1,40 MHz c. 6,50·105 GHz a. 4,00·1010 Hz
Gli orbitali e i numeri quantici
Concludi con il completamento corretto 9 Gli orbitali 2s e 2p hanno: A lo stesso numero quantico secondario, ma un diverso numero quantico magnetico B la stessa forma, ma non la stessa energia C la stessa energia nell’atomo di idrogeno, ma non negli altri atomi D lo stesso numero quantico principale, ma non contengono lo stesso numero massimo di elettroni 10 Il livello energetico con n = 2 può contenere al massimo: A 2 elettroni B 4 elettroni C 8 elettroni D non è possibile stabilirlo
Vero o falso? 11 Nel livello 2 si trovano 2 sottolivelli: un sottolivello 2s e un sottolivello 2p.
V F
12 Gli orbitali 2p sono due.
V F
13 Gli orbitali di tipo s hanno forme diverse, ma dimensioni simili.
V F
14 Il numero quantico magnetico è correlato all’energia e alle dimensioni dell’orbitale.
V F
Completa le frasi con il termine corretto 15 Gli orbitali isoenergetici di uno stesso sottolivello energetico si dicono ............................................................. 16 Il sottolivello d comprende ................................................... orbitali. 17 Un orbitale atomico è individuato da ................................ .......................... numeri quantici, indicati anche dalle lettere ..........................................................
Area operativa
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Rifletti e rispondi ESERCIZIO SVOLTO Orbitali e numeri quantici 18 Quanti sono gli elettroni che possono occupare gli orbitali 3d? Quali valori assumono i numeri quantici che descrivono ognuno di questi elettroni? SOLUZIONE Gli elettroni sono in tutto dieci, perché gli orbitali 3d sono cinque e ognuno può essere occupato da due elettroni. I dieci elettroni hanno tutti in comune il numero quantico principale n e il numero quantico secondario ℓ: il numero quantico principale è 3 e il numero quantico secondario è 2. Il numero quantico magnetico può assumere i cinque valori −2, −1, 0, +1, +2. Infine, per ognuno dei valori precedenti, il numero quantico di spin può assumere i valori +1/2 o −1/2.
19 Scrivi i quattro numeri quantici che caratterizzano l’elettrone che occupa l’orbitale: c. 4s con spin ↑ a. 2py con spin ↓ d. 4pz con spin ↓ b. 3dyz con spin ↑ 20 Assegna ai numeri quantici ℓ e m i corrispondenti valori per gli orbitali atomici 2s, 3d, 5p.
Lezione 3
La configurazione elettronica degli elementi V F
22 L’orbitale 3p si trova nel terzo livello energetico.
V F
23 La notazione testuale compatta del sodio è [He] 2s2 2p6.
V F
25 Scrivi in notazione testuale le configurazioni elettroniche dell’alluminio (Z = 13), del fosforo (Z = 15) e del vanadio (Z = 23).
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28 Costruisci i diagrammi orbitalici dei seguenti elementi. a. O b. Mg c. Cl 29 Scrivi in notazione testuale compatta le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti e indica il numero di elettroni di valenza per ogni atomo: a. I b. K c. F
Lezione 4
L’organizzazione della tavola periodica
Completa le frasi con il termine corretto 30 Si chiamano .......................................................... le righe orizzontali, in cui gli elementi sono sistemati in ordine .......................................................... di numero atomico. Essi sono in tutto 7. 31 Si chiamano .......................................................... le colonne verticali, in cui gli elementi che vi compaiono manifestano .................................. ........................ simili.
..........................................................
21 Gli orbitali s possono contenere al massimo 4 elettroni.
24 Calcola il numero atomico e individua gli elementi aventi le seguenti configurazioni elettroniche. a. 1s2/2s22p6/3s2 b. 1s2/2s22p6/3s2 3p6/4s2 3d5 c. 1s2/2s2 2p6/3s2 3p6/4s2 3d10 4p2
27 Costruisci i diagrammi orbitalici dell’argon (Z = 18), del calcio (Z = 20) e del manganese (Z = 25).
32 La legge della .......................................................... afferma che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo il loro
Vero o falso?
Rifletti e rispondi
26 Indica a quali atomi corrispondono le seguenti configurazioni elettroniche. a. 1s2/2s2 2p6/3s2 3p6/4s2 3d10 4p5 b. [Xe] 6s2 c. 1s2/2s2 2p1
Rifletti e rispondi 33 Stabilisci il periodo e il gruppo di ciascuno dei seguenti elementi. a. Bario c. Bromo b. Cobalto d. Stagno 34 Stabilisci il periodo e il gruppo di ciascuno dei seguenti elementi. a. Cs c. I b. Ag d. As 35 Individua il nome del gruppo dei seguenti elementi. a. Magnesio c. Cloro b. Francio d. Argon 36 Individua il nome del gruppo dei seguenti elementi. a. Potassio c. Zolfo b. Fosforo d. Astato
UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
ESERCIZIO SVOLTO Le caratteristiche di un elemento 37 Con l’aiuto della tavola periodica completa la tabella. NOME ELEMENTO
Iodio
Z
A
............. ............
N. PROTONI
N. NEUTRONI
CARICA NUCLEO
SIMBOLO ISOTOPO
N. ELETTRONI ATOMO NEUTRO
N. ELETTRONI IONE –1
....................
74
....................
....................
........................
........................
SOLUZIONE
a. Cerca il simbolo dell’elemento sulla tavola periodica; il numero atomico Z corrisponde al numero della casella dell’elemento: 53 in questo caso. b. A = Z + numero neutroni = 53 + 74 = 127. c. Il numero di protoni è uguale al numero atomico: 53. d. La carica del nucleo è positiva ed equivale al numero di protoni: +53. e. Se X è il simbolo dell’atomo, il simbolo dell’isotopo è ZAX. In questo caso 127 53 I.
f. Il numero di elettroni dell’atomo neutro è uguale al numero dei protoni, cioè 53. Il numero di elettroni in uno ione con carica −1 è uguale al numero di protoni +1, cioè 54. Il numero di elettroni dello ione con carica + 1 sarebbe stato uguale al numero di protoni − 1, cioè 52.
38 Il neon è un gas incombustibile usato nelle insegne luminose. Individua: a. il periodo e il gruppo di appartenenza b. il metallo alcalino e l’alogeno che fanno parte dello stesso periodo c. l’elemento dello stesso gruppo nel quarto periodo 39 Il sodio è un metallo alcalino particolarmente reattivo in acqua. Individua: a. il periodo e il gruppo di appartenenza b. il metallo alcalino-terroso e l’alogeno che fanno parte dello stesso periodo c. l’elemento dello stesso gruppo nel quinto periodo 40 Quali tra i seguenti insiemi di elementi hanno proprietà chimico-fisiche simili? Perché? a. Carbonio, azoto, ossigeno, fluoro b. Berillio, magnesio, calcio, bario c. Fluoro, iodio, bromo, cloro d. Elio, neon, argon, kripton e. Titanio, tungsteno, platino, oro 41 Quali tra i seguenti insiemi di elementi appartengono allo stesso periodo? Perché? a. Carbonio, azoto, ossigeno, fluoro b. Berillio, magnesio, calcio, bario c. Fluoro, iodio, bromo, cloro
Lezione 5
Proprietà periodiche a confronto
Concludi con il completamento corretto 42 Gli atomi che si trovano in alto a destra nella tavola periodica hanno: A piccolo raggio atomico, alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e alta elettronegatività B piccolo raggio atomico, alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e bassa elettronegatività C elevato raggio atomico, alta energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica e alta elettronegatività D elevato raggio atomico, bassa energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica e bassa elettronegatività 43 Gli atomi che si trovano in basso a sinistra nella tavola periodica hanno: A piccolo raggio atomico, alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e alta elettronegatività B piccolo raggio atomico, alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e bassa elettronegatività
Area operativa
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C elevato raggio atomico, alta energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica e alta elettronegatività D elevato raggio atomico, bassa energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica e bassa elettronegatività
Rifletti e rispondi 44 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il raggio atomico maggiore. a. Litio – berillio c. Fosforo – argon b. Magnesio – calcio d. Silicio – piombo 45 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta affinità elettronica minore. a. Alluminio – silicio c. Indio – iodio b. Potassio – rubidio d. Azoto – bismuto 46 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta elettronegatività maggiore. a. Azoto – berillio c. Fosforo – alluminio b. Bario – calcio d. Silicio – piombo 47 Disponi gli elementi delle seguenti terne in ordine di energia di ionizzazione crescente. a. Litio – berillio – boro b. Sodio – potassio – cesio c. Antimonio – azoto – fosforo d. Cloro – argon – zolfo 48 Stabilisci quale elemento ha: a. l’energia di ionizzazione più alta nel terzo periodo b. il raggio atomico minore nel gruppo IIA c. il carattere metallico più spiccato nel quarto periodo 49 Individua gli elementi che corrispondono alle seguenti descrizioni. a. Raggiunge l’ottetto nel terzo periodo. b. È il metallo con massa atomica maggiore del secondo periodo. c. È il metallo alcalino con l’energia di ionizzazione più alta. d. È il semimetallo del terzo periodo. e. È il primo elemento con tre elettroni nei tre orbitali p. f. È il metallo alcalino-terroso del quarto periodo.
Lezione 6
Elementi: metalli, non metalli, semimetalli
B tutti non metalli C tutti semimetalli D alcuni metalli e altri non metalli 51 Il carattere non metallico aumenta: A all’aumentare del raggio atomico B all’aumentare dell’affinità elettronica C al diminuire dell’elettronegatività D al diminuire dell’energia di ionizzazione 52 A temperatura ambiente i metalli sono: A tutti solidi tranne il silicio, che è gassoso B tutti solidi tranne il mercurio, che è liquido C all’incirca metà solidi e metà liquidi D tutti liquidi tranne pochi elementi, come ferro e rame
Rifletti e rispondi 53 Individua tra i seguenti elementi i metalli (M), i non metalli (NM) e i semimetalli (SM). a. Zinco c. Germanio e. Carbonio b. Fluoro d. Potassio f. Antimonio 54 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere metallico più spiccato. a. Cesio –bario c. Cobalto – manganese b. Mercurio – piombo d. Alluminio – zolfo 55 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere non metallico più spiccato. a. Rubidio – sodio c. Potassio – zinco b. Stagno – silicio d. Boro – alluminio
Complete the following sentences. 56 The ........................................................... is divided into groups and periods. 57 The modern periodic table contains 118 known ........................................................... 58 ........................................................... are good conductors of electricity and heat. 59 Helium, neon, argon, krypton, xenon and radon are known as ........................................................... 60 ........................................................... measures the tendency of an atom to attract the shared electrons.
Concludi con il completamento corretto 50 Gli elementi di transizione sono: A tutti metalli
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UNITÀ 4 La struttura dell’atomo e il sistema periodico
SCHEDA DI LABORATORIO Saggi alla fiamma