Chimica for the future by dscuola

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UNITÀ

LEZIONE 1

MATERIA: PROPRIETÀ E TRASFORMAZIONI

Stati fisici e modello particellare

1.1 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.

Una sostanza pura o semplicemente sostanza è un particolare tipo di materia che possiede proprietà caratteristiche e ben determinate.

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.

Pertanto, le proprietà di una sostanza pura la distinguono dalle altre sostanze e dai materiali. Sono esempi di materiali il vetro, il legno, le rocce, l’acqua salata; sono invece esempi di sostanze pure il ferro, l’ossigeno, l’acqua distillata, il sale da cucina, il metano. Un’analisi più approfondita della composizione delle sostanze verrà svolta nell’Unità 3.

1.2 Stati fisici della materia e loro proprietà 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]. Forma e volume 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

Figura 1 Un televisore al plasma.

LEZIONE 1

Stati fisici e modello particellare

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.

Tabella 1 Forma e volume degli stati fisici della materia. STATO FISICO

Solido

Liquido

Aeriforme

Propria

Si adatta al recipiente che lo contiene

Proprio

FORMA VOLUME

Si espande il più possibile

Comprimibilità Per il fatto di possedere un volume proprio, tutti i solidi e i liquidi sono praticamente incomprimibili, se non per effetto di pressioni elevatissime. Gli aeriformi invece sono facilmente comprimibili, ossia riducono il loro volume anche sotto modeste pressioni. Come già detto, diminuendo la pressione essi si espandono, fino a occupare tutto lo spazio disponibile [Schema 1].

1. RAGIONA CON LO SCHEMA Come varia la comprimibilità di solidi, liquidi e aeriformi? pressione

Solidi e liquidi non sono comprimibili.

solidi

Gli aeriformi sono comprimibili.

aeriformi

liquidi

Diffusione Un’altra caratteristica della materia è la diffusione: a volte un liquido si può mescolare con un altro liquido, un aeriforme con un altro aeriforme oppure si possono mescolare anche degli aeriformi con dei liquidi.

1.3 Altre proprietà dei solidi Infine possiamo analizzare alcune proprietà possedute esclusivamente dai solidi, ovvero: duttilità, malleabilità, durezza e fragilità [Tab. 2].

Tabella 2 Le proprietà specifiche 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).

tenero

malleabile

duttile

duro

fragile

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

1.4 Materiali di difficile classificazione

Figura 2 Esempi di materiali eterogenei.

Prendiamo ora in esame l’arancia e il fango. A prima vista, l’arancia può sembrare solida (anche se facilmente deformabile), ma se la sbucciamo e schiacciamo gli spicchi interni, questi liberano del succo liquido. Qualcosa di simile accade con il fango: la parte acquosa è liquida, mentre le particelle di terreno sospese nell’acqua sono solide. In questi casi è evidente che non si può individuare un solo stato fisico per l’intera arancia o per tutta la pozzanghera di fango. Ciò perché si tratta di materiali eterogenei, ossia materiali formati da diversi componenti ben distinti, ciascuno dei quali possiede un proprio stato fisico, che può essere uguale o diverso da quello degli altri componenti [Fig. 2].

parte liquida

parte solida

1.5 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.

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 certe, dell’esistenza delle particelle e della loro capacità di muoversi. La velocità del moto di queste particelle cresce con la temperatura; più precisamente l’energia cinetica media delle particelle cresce all’aumentare della temperatura.

1.6 Solidi, liquidi e aeriformi nel modello particellare Gli stati fisici della materia a livello submicroscopico sono rappresentati nello Schema 2.

2. 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.

LEZIONE 1

Stati fisici e modello particellare

Si comprendono ora chiaramente le caratteristiche dei corpi sotto il profilo della forma e del volume. • I solidi hanno forma e volume propri perché le loro particelle oscillano intorno a posizioni fisse, mantenendo una disposizione ordinata. • I liquidi hanno volume definito poiché le particelle, pur spostandosi, si mantengono a distanza costante; prendono la forma del recipiente perché le particelle si muovono sotto l’azione della forza di gravità in modo da raggiungere la minima energia potenziale. • Gli aeriformi non hanno né forma né volume definiti, dato che le particelle tendono a occupare tutto lo spazio disponibile.

VIDEO L’equilibrio dei gas in stato di plasma e i nuovi materiali VIDEO Le proprietà intensive dei liquidi

Il modello particellare consente di spiegare anche altre proprietà fisiche dei corpi nei diversi stati fisici, come la comprimibilità, la densità, la fluidità e la capacità di diffusione [Tab. 3]. Confronta le proprietà a livello macroscopico (A, B, C e D) con le corrispondenti proprietà a livello infinitesimale (A′, B′, C′ e D′).

Tabella 3 Le proprietà fisiche dei corpi a livello macroscopico spiegate dalle proprietà del modello a livello infinitesimale. LIVELLO MACROSCOPICO PROPRIETÀ FISICHE A Comprimibilità

SOLIDI

LIQUIDI

quasi incomprimibili

AERIFORMI facilmente comprimibili

B Densità

relativamente alta

medio alta

bassa

C Fluidità

molto scarsa o nulla

media

alta

D Capacità di diffusione

nulla

media

alta

LIVELLO INFINITESIMALE (SUBMICROSCOPICO) PROPRIETÀ DEL MODELLO A′ Spazio vuoto fra particelle

SOLIDI poco

LIQUIDI poco

AERIFORMI molto

B′ Distanza fra particelle

stretto contatto

molto vicine

lontane

C′ Mobilità reciproca delle particelle

molto scarsa o nulla

media

alta

D′ Tipo di moto delle particelle

vibratorio

traslatorio lento

traslatorio veloce

Mappa MATERIA

solido

è composta da varie

sostanze

è presente in quattro

liquido ossia

aeriforme

stati fisici o o di aggregazione

modello particellare hanno diverse

spiegabili attraverso

proprietà plasma

come

duttilità, malleabilità, durezza e fragilità

diffusione

comprimibilità

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Spiega la differenza tra materiali e sostanze pure. 2. Spiega e illustra il modello particellare di solidi, liquidi e aeriformi.

3. Osserva la Tabella 2. Un composto duro è sicuramente poco fragile? 4. Osserva la Tabella 3. Spiega perché, secondo il modello particellare, i liquidi e i solidi sono praticamente incomprimibili.

UNITÀ 2

LEZIONE 2

Materia: proprietà e trasformazioni

I passaggi di stato

2.1 Panoramica sui passaggi di stato Altre conferme del modello particellare si possono trovare analizzando i cambiamenti tra i vari stati di aggregazione, detti passaggi di stato. Nello Schema 1 vengono citati tutti i passaggi di stato tra solidi, liquidi e aeriformi, che verranno poi trattati più nello specifico nel corso della lezione, correlandoli ai valori di due importanti parametri: la temperatura e la pressione.

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

2.2 Solido  Liquido Iniziamo col vedere nel dettaglio i passaggi che avvengono tra stato solido e stato liquido [Fig. 1]. Prendiamo in esame il ghiaccio (acqua allo stato solido): nel freezer i cubetti si trovano a una temperatura inferiore a −18 °C. Se riscaldiamo un cubetto, la sua temperatura sale fino a raggiungere 0 °C; a questo punto il ghiaccio inizia a passare allo stato liquido ovvero a fondere.

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. 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. Nel caso delle sostanze, come l’acqua e l’alcol, che nelle condizioni ambientali ordinarie si trovano allo stato liquido, invece di solidificazione si usa spesso il termine congelamento.

Figura 1 Passaggi di stato solido/liquido.

LEZIONE 2

I passaggi di stato

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. Utilizziamo lo Schema 2 che segue per capire che cosa succede alle particelle (quindi a un livello infinitesimale) durante questi due passaggi di stato.

2. RAGIONA CON LO SCHEMA Come si interpretano la fusione e la solidificazione con il modello particellare?

Fusione

1 All’inizio le particelle del solido oscillano intorno a posizioni fisse.

2 Con l’acquisto di calore le particelle iniziano a vibrare più velocemente (dilatazione del solido).

3 La fusione è completa quando le particelle lasciano le loro posizioni fisse e scorrono le une sulle altre.

Solidificazione

3′ Le particelle oscillano intorno a posizioni fisse e ben definite: si è formato il solido.

2′ Con la sottrazione di calore le particelle perdono energia cinetica e smettono di scorrere (iniziano a vibrare).

1′ All’inizio le particelle del liquido scorrono le une sulle altre.

Come influisce la pressione sul punto di fusione? Nella maggior parte dei casi, come si può osservare al punto 2 dello Schema 2, l’aumento della temperatura provoca una dilatazione del solido. Perciò un aumento della pressione (che tende a contrastare questa dilatazione) può ritardare il passaggio di stato, provocando un aumento della temperatura di fusione. Attenzione però, non per tutte le sostanze è così. Un’eccezione importantissima è infatti proprio l’acqua, che durante la fusione tende a diminuire il suo volume. In questi casi perciò un aumento di pressione tende a favorire il processo di fusione (che avverrà quindi a una temperatura più bassa, sotto gli 0°C). Un comportamento simile all’acqua lo possono dare il bismuto, la ghisa e poche altre sostanze.

2.3 Liquido  Aeriforme Consideriamo ora i due passaggi che avvengono, in direzione opposta, tra stato liquido e stato aeriforme [Fig. 2]. Se prendiamo dell’acqua (a temperatura ambiente, supponiamo 25 °C) e la scaldiamo, osserveremo dapprima un lento passaggio allo stato di vapore della superficie del liquido (evaporazione), ma al raggiungimento dei 100 °C avverrà un passaggio più rapido che coinvolgerà l’intera massa d’acqua, detto ebollizione. Nella Lezione 3 studieremo nel dettaglio la differenza tra questi due processi. Per ora possiamo dire che entrambi sono processi di vaporizzazione.

Figura 2 Passaggi di stato liquidi/aeriforme.

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

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 o liquefazione è il passaggio di una sostanza dallo stato aeriforme a quello liquido. Utilizziamo lo Schema 3 per capire che cosa succede alle particelle durante questi passaggi di stato liquido-aeriforme.

3. RAGIONA CON LO SCHEMA Come si interpretano la vaporizzazione e la condensazione con il modello particellare?

Vaporizzazione

Condensazione

1 All’inizio le particelle del liquido scorrono le une sulle altre.

3′ A condensazione avvenuta le particelle sono passate allo stato liquido.

2 Acquistando calore le particelle superficiali hanno sufficiente energia cinetica per sfuggire al liquido (evaporazione).

2′ Sottraendo calore diminuisce la loro energia cinetica e le particelle iniziano ad aggregarsi, scorrendo le une sulle altre.

3 A una certa temperatura tutte le particelle si muovono liberamente occupando tutto il volume a disposizione (è avvenuta l’ebollizione).

1′ All’inizio le particelle sono nello stato aeriforme e occupano tutto lo spazio a disposizione.

Come studieremo nella prossima lezione, in questi passaggi di stato la pressione può giocare un ruolo molto importante nel determinare il punto di ebollizione di una sostanza.

LEZIONE 2

2.4 Solido  Aeriforme Sono decisamente meno comuni i passaggi di stato che avvengono tra solido e aeriforme, senza passare attraverso lo stato liquido [Fig. 3]. Uno dei rari esempi è il ghiaccio secco che, a temperatura ambiente, sublima. Si tratta di un composto (diossido di carbonio allo stato solido) molto usato nei laboratori chimici come refrigerante, ma che può essere utilizzato anche nella preparazione del gelato o per il raffreddamento di alcune bevande.

I passaggi di stato

Figura 3 Passaggi di stato solido/aeriforme.

0 °C brinamento

La sublimazione è il passaggio diretto dallo stato solido a quello di vapore. Il fenomeno inverso spesso avviene in campagna durante le notti invernali, specialmente quando il cielo è sgombro da nubi. A causa delle basse temperature che si raggiungono, il vapore acqueo presente nell’aria si trasforma in aghetti di ghiaccio che si depositano sull’erba o sulle superfici più fredde: si forma quella che viene detta brina.

Il brinamento è il passaggio diretto dallo stato aeriforme allo stato solido. Sono poche le sostanze che hanno una forte tendenza a passare direttamente da solido ad aeriforme (e viceversa), senza passare nello stato liquido. Una delle più conosciute è sicuramente lo iodio. Nella Figura 4 vengono visualizzati entrambi i passaggi di stato appena descritti. Se lo iodio solido viene scaldato a una temperatura di circa 70-80 °C passa direttamente allo stato aeriforme (si notano dei fumi viola a indicare l’avvenuta sublimazione). Se questi fumi vengono fatti entrare in contatto con una superficie molto più fredda (per esempio una provetta contenente del ghiaccio) avviene il fenomeno inverso, vengono cioè a formarsi dei cristalli di iodio solido per brinamento.

80 °C sublimazione

Figura 4 I processi di brinamento e sublimazione dello iodio.

Mappa PASSAGGI DI STATO tra

tra

direttamente tra

solido e liquido

liquido e aeriforme

solido e aeriforme

fusione

solidificazione

vaporizzazione

Rivedi i concetti 1. Elenca e illustra brevemente i sei passaggi di stato possibili tra solido, liquido e aeriforme. 2. Come si possono chiamare i punti in cui avvengono i cambiamenti di stato tra solido/liquido e liquido/ aeriforme?

condensazione (o liquefazione)

sublimazione

brinamento

Studia con gli schemi 3. Osserva lo Schema 2. Come fa la pressione ad influenzare la fusione? 4. Osserva lo Schema 3. Qual è la differenza tra evaporazione ed ebollizione?

UNITÀ 2

LEZIONE 3

Materia: proprietà e trasformazioni

Riscaldamento e raffreddamento

Gli scambi di calore visti finora sono stati sempre correlati a delle variazioni di temperatura: cessione di calore corrisponde a una diminuzione di temperatura, acquisto di calore a un aumento. In realtà questo non è sempre vero, soprattutto quando sta avvenendo un passaggio di stato. Per comprendere meglio ciò che avviene, utilizzeremo dei grafici chiamati curve di riscaldamento o di raffreddamento. In questa prima parte della lezione analizzeremo ciò che accade a una sostanza solida che viene riscaldata in maniera costante fino a essere gradualmente portata a una temperatura superiore a quella di ebollizione. Vediamo come varia la sua temperatura (asse y) nel corso del tempo (asse x) [Fig. 1]. Osservando il grafico si può notare subito che nelle zone a, c ed e il calore fornito è correlato a un aumento della temperatura; in questi casi si parla di calore sensibile.

temperatura

3.1 Curve di riscaldamento liquido-vapore (ebollizione) sosta termica aeriforme d solido-liquido (fusione) sosta termica b

liquido

solido

tempo

La curva di riscaldamento descrive il modo in cui la temperatura di una sostanza, inizialmente solida, varia in funzione del tempo, mentre viene fornito calore a velocità costante. Durante i passaggi di stato la temperatura non varia.

Figura 1 La curva di

Il calore sensibile è la quantità di calore che viene scambiata tra due corpi e che produce una variazione di temperatura. Essendo una forma di energia, nel Sistema Internazionale si misura in joule (J).

riscaldamento di una sostanza.

Nelle altre due zone (b e d), in cui avvengono i passaggi di stato, la temperatura rimane costante (si parla infatti di sosta termica), nonostante si stia comunque fornendo calore; in questi casi perciò si parla di calore latente (dal latino latere = “restare nascosto”, proprio perché non si osserva alcun cambiamento di temperatura) [Tab. 1].

Tabella 1 Valori del calore latente e delle temperature di fusione/ebollizione per alcune sostanze. SOSTANZA

CALORE LATENTE FUSIONE (kJ/kg)

T FUSIONE (°C)

CALORE LATENTE EBOLLIZIONE (kJ/kg)

T EBOLLIZIONE (°C)

Acqua

334

2259

100

Alcol etilico

107

–114

924

Ammoniaca

332

–78

1374

–33

Mercurio

11,45

–39

296

357

Oro

1064

1645

2836

Si può notare come l’unità di misura sia in kJ/kg; se usassimo i J/kg del Sistema Internazionale avremmo dei valori troppo alti. Inoltre, a parità di sostanza, il calore latente di ebollizione è di gran lunga superiore a quello di fusione. È per questo motivo che, nel grafico della curva di riscaldamento, la seconda sosta termica (tratto d della Figura 1) è sempre più lunga della prima (tratto b della Figura 1).

LEZIONE 3

Riscaldamento e raffreddamento

Il calore latente è la quantità di energia scambiata (sotto forma di calore) durante lo svolgimento di un passaggio di stato. Nel Sistema Internazionale si misura in J/kg e varia in base alla sostanza considerata. Vediamo nel dettaglio che cosa accade nei cinque tratti indicati nel grafico in Figura 1. a. Il solido viene pian piano riscaldato fino ad arrivare alla temperatura di fusione. b. Raggiunta la temperatura di fusione il solido inizia a fondere. In questo arco di tempo coesistono gli stati solido e liquido e la temperatura non aumenterà fino a quando tutto il solido non è fuso. Il calore fornito viene detto calore latente di fusione e viene utilizzato dalle particelle per rompere parzialmente le forze di attrazione che le tengono unite e ordinate nello stato solido. c. Il liquido appena ottenuto viene riscaldato fino al raggiungimento della temperatura di ebollizione (durante questa fase la parte superficiale del liquido tende a evaporare). d. Una volta raggiunta la temperatura di ebollizione il liquido inizia a bollire. Vi è la coesistenza di liquido e aeriforme e la temperatura rimane costante finché tutto il liquido non si è trasformato in vapore. Il calore fornito durante questo passaggio di stato viene detto calore latente di ebollizione e viene utilizzato dalle particelle per rompere i legami che le tengono unite insieme nel liquido e passare allo stato di vapore. e. Il vapore ottenuto viene riscaldato e portato a una temperatura sempre più elevata (a patto che il recipiente sia chiuso, altrimenti le particelle della sostanza si disperderebbero nell’aria).

3.2 Evaporazione vs ebollizione L’analisi approfondita della curva di riscaldamento ci permette di chiarire meglio la differenza tra i termini evaporazione ed ebollizione (che spesso, erroneamente, sono considerati sinonimi). Nella lezione precedente abbiamo già accennato al fatto che il passaggio di stato liquido-aeriforme viene definito in generale vaporizzazione. Inoltre, se ciò avviene a livello superficiale si parla di evaporazione, altrimenti se è interessata l’intera massa della sostanza abbiamo l’ebollizione (a patto che si sia raggiunta una certa temperatura). L’evaporazione avviene a qualsiasi temperatura nel campo di esistenza del liquido e aumenta d’intensità man mano che la temperatura cresce. Supponiamo di avere dell’acqua a 50 °C. In generale il vapore che si trova nelle vicinanze della superficie dell’acqua può essere catturato di nuovo dall’acqua stessa e condensare, ma contemporaneamente altre particelle di liquido (superficiali) possono passare allo stato aeriforme. Se il recipiente è chiuso, il vapore si concentra sempre più nello spazio sovrastante il liquido, opponendosi all’evaporazione e favorendo la condensazione. La velocità di evaporazione gradualmente diminuisce e quella di condensazione aumenta, finché diventano uguali: si è raggiunto uno stato di equilibrio. Apparentemente, ogni trasformazione si arresta (il livello del liquido rimane costante); in realtà si ha un continuo scambio di particelle tra liquido e vapore, ma nel complesso le due trasformazioni si equivalgono tra loro: per questo motivo si parla di equilibrio dinamico. In queste condizioni il vapore è detto saturo.

La tensione di vapore o pressione di vapore di un liquido è la pressione esercitata su questo dal vapore saturo. Come si può vedere nello Schema 1, la tensione di vapore misura la tendenza di un liquido a passare allo stato di vapore (volatilità) e aumenta con la temperatura.

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

1 All’inizio, le particelle di liquido sfuggono dalla superficie, diventando vapore.

2 Quando il vapore aumenta, alcune particelle tendono a condensare, ritornando allo stato liquido.

3 Quando il vapore è saturo, si raggiunge l’equilibrio dinamico. La pressione esercitata dal vapore sul liquido è detta tensione di vapore.

pressione di vapore (mmHg)

1. RAGIONA CON LO SCHEMA Che cos’è la tensione di vapore e come varia con la temperatura? 900 800 760

34,6 °C

78,4 °C

100 °C

700 600

etere etilico

500 400

alcol etilico

300

acqua

200 100 0

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

Se il recipiente fosse aperto, il vapore acqueo si disperderebbe nell’ambiente e l’equilibrio non verrebbe mai raggiunto. Il liquido calerebbe quindi di livello fino a scomparire. Se volessi accelerare il fenomeno dell’evaporazione, senza aumentare la temperatura, potrei aumentare la superficie del liquido (per esempio trasferendolo in un contenitore più ampio), oppure garantendo un continuo ricambio dell’aria vicino al liquido (è per questo che si aprono le finestre per far asciugare il pavimento bagnato più velocemente). Per capire meglio che cos’è l’ebollizione, osserviamo la curva di riscaldamento dell’acqua [Fig. 2] e analizziamo nel dettaglio che cosa avviene nei tratti c e d.

Figura 2 Curva di riscaldamento dell’acqua.

Si ha l’ebollizione quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna. Come già sappiamo, a una determinata pressione, l’ebollizione di ogni liquido avviene a una temperatura caratteristica e costante, detta punto di ebollizione o temperatura di ebollizione. Anche il valore del punto di ebollizione, come quello del punto di fusione, può essere usato per identificare una sostanza. Il

temperatura (°C)

Se, a pressione ordinaria, riscaldiamo l’acqua fino a temperature immediatamente inferiori a 100 °C, l’evaporazione diviene sempre più rapida, ma il liquido si mantiene in quiete. Giunti a 100 °C, si produce un brusco cambiamento e l’acqua comincia ad agitarsi in tutta la sua massa a causa della formazione di bolle di vapore: è iniziata l’ebollizione. Perché l’acqua bolle proprio a 100 °C? Ciò avviene perché a tale temperatura la tensione di vapore dell’acqua diventa pari a 1 atm: la pressione esterna, a questo punto, non riesce più a schiacciare le bolle di vapore ghiaccio ghiaccio acqua che si originano all’interno del liquido, che e acqua così comincia a bollire.

acqua e vapore

vapore

100

50 c 0 a –10

Nella curva di riscaldamento dell’acqua vi sono due tratti orizzontali: il primo, in cui la temperatura è pari a 0 °C, corrisponde alla fusione del ghiaccio; il secondo, dove la temperatura è 100 °C, è in relazione con la temperatura di ebollizione dell’acqua.

tempo

LEZIONE 3

Riscaldamento e raffreddamento

punto di ebollizione, tuttavia, dipende notevolmente dalla pressione esterna: per esempio, sulla vetta del Monte Everest la pressione dell’aria è talmente bassa (circa 0,33 atm) che l’acqua bolle a 76 °C. Al contrario, nelle pentole a pressione la temperatura di ebollizione è superiore a 100 °C, poiché al loro interno la pressione è maggiore di 1 atm. Grazie all’elevata temperatura i cibi cuociono in tempi assai più brevi.

Chimica for the future

I costi del riscaldamento globale I ghiacciai costituiscono i serbatoi naturali di acqua allo stato solido nelle zone della Terra dove le temperature sono costantemente molto basse. Fino al secolo scorso esistevano numerosi ghiacciai anche sulle Alpi ma, a causa del surriscaldamento globale e delle temperature medie sempre più alte, queste lingue di ghiaccio perenne stanno via via scomparendo [Fig. 3]. I cambiamenti climatici hanno provocato (e stanno provocando tuttora) una progressiva fusione anche delle due calotte polari, con dati recenti piuttosto allarmanti. Un’importante conseguenza del processo di fusione dei ghiacciai sarà l’innalzamento del livello del mare in tutto il pianeta, che comporterà la migrazione delle popolazioni costiere. Inoltre, la luce solare, non più riflessa dalle masse di ghiaccio, sarà maggiormente assorbita dalle acque, causando un ulteriore aumento della temperatura della superficie terrestre.

Figura 3 Il ghiacciaio Mer de Glace sulle Alpi francesi: il cartello indica il livello del ghiacciaio nel 1990.

Un recente studio effettuato in Groenlandia ha messo in evidenza un altro aspetto: per anni sono stati accumulati numerosi inquinanti (tra cui alcuni metalli come mercurio e piombo) all’interno dei ghiacciai groenlandesi. Adesso però, con la fusione di questi ghiacciai, tutte queste sostanze tossiche vengono rilasciate in mare provocando un ulteriore inquinamento dell’ambiente circostante. Numerosi studi certificano come sia più conveniente, anche dal punto di vista economico, agire il prima possibile. I danni derivanti dal continuo surriscaldamento globale saranno nettamente superiori ai costi degli interventi urgenti che si potrebbero attivare da subito. Per saperne di più, vai alla scheda di fine Unità dove trovi un approfondimento sui costi del riscaldamento globale.

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

3.3 Gas e vapori Osserviamo lo Schema 2 per capire che cosa succede se comprimiamo del vapore acqueo all’interno di un contenitore chiuso, mantenendo costante la temperatura.

2. RAGIONA CON LO SCHEMA Che cosa succede se comprimiamo del vapore acqueo?

P = 30 atm

Se comprimiamo del vapore d’acqua a temperatura costante, la sua pressione aumenta.

P = 50 atm

Raggiunta una pressione pari alla tensione di vapore, esso diventerà saturo.

P = 50 atm

Un’ulteriore compressione non provocherà un incremento di pressione, bensì l’inizio della condensazione.

Se l’acqua allo stato aeriforme si trova a una temperatura superiore a 374 °C, nessuna pressione, seppur molto elevata, riuscirà a farla passare allo stato liquido. Esiste per tutti gli aeriformi una temperatura critica (T ), al di sopra della quale non è possibile portare l’aeriforme allo stato liquido per sola compressione.

La temperatura critica è la temperatura sopra la quale una sostanza può assumere solo lo stato gassoso. La temperatura critica dell’acqua è appunto 374 °C. Per alcuni gas la temperatura critica è molto bassa: per esempio, per l’idrogeno è pari a −240 °C, per l’azoto a −147 °C, per il metano −83°C. Proprio per questo motivo il metano, a differenza del GPL (gas di petrolio liquefatto), rimane comunque gassoso nei serbatoi delle autovetture nonostante le elevate pressioni a cui è sottoposto. La temperatura critica ci permette di chiarire la differenza tra due termini, gas e vapore, erroneamente considerati sinonimi.

Un aeriforme è detto gas quando si trova a una temperatura superiore a quella critica; è detto vapore quando si trova a una temperatura inferiore.

3.4 Curve di raffreddamento Che cosa succede se raffreddiamo in maniera costante una sostanza allo stato aeriforme? Come per il riscaldamento, anche in questo caso è possibile costruire un grafico in cui si osserva l’andamento della temperatura in funzione del tempo. Vediamo che cosa accade nei cinque tratti indicati nel grafico [Fig. 4]. a′ Il vapore viene pian piano raffreddato fino ad arrivare alla temperatura di condensazione. b′ Una volta raggiunta la temperatura di condensazione il vapore inizia a liquefarsi. In questo arco di tempo coesistono gli stati aeriforme e liquido, e la temperatura non diminuirà fino a quando tutto il vapore non sarà condensato. Il calore sottratto viene detto calore latente di condensazione (numericamente pari a quello di ebollizione) ed è quello che viene ceduto dalle particelle di vapore mentre perdono energia cinetica passando allo stato liquido.

VIDEO Curva di riscaldamento e curva di raffreddamento dell’acqua

LEZIONE 3

Riscaldamento e raffreddamento

temperatura

c′ Il liquido appena ottenuto viene raffreddato fino al raggiungimento della temperatura di solidificazione. a′ d′ Una volta raggiunta la temperatura di soliaeriforme b′ dificazione il liquido inizia a solidificare. Vi condensazione è la coesistenza di particelle liquide e solide c′ sosta termica e la temperatura rimane costante finché tutliquido to il liquido non si sarà trasformato in solido. Il calore, sottratto durante questo passaggio d′ di stato, viene detto calore latente di solidifisolido solidificazione cazione (numericamente pari a quello di fusosta termica e′ sione) e viene ceduto dalle particelle di liquitempo do che smettono di scorrere le une sulle altre per assumere posizioni fisse (possono solo La curva di raffreddamento descrive il modo in cui la temperatura di una vibrare). sostanza, inizialmente aeriforme, varia in funzione del tempo, mentre viene e′ Il solido ottenuto viene raffreddato e portato sottratto calore a velocità costante. Durante i passaggi di stato la temperatura a una temperatura sempre minore, e le parnon varia e si hanno soste termiche. ticelle tendono a vibrare sempre meno fino a Figura 4 Curva di quando non si fermano del tutto (al raggiungimento “teorico” dello zero assoluto, ossia raffreddamento dell’acqua. −273,15 °C).

Mappa L’andamento della

temperatura in funzione del tempo è indicato nelle

CURVE DI RISCALDAMENTO in cui si può raggiungere o superare

temperatura critica

CURVE DI RAFFREDDAMENTO in cui teoricamente si raggiunge lo

in cui si possono distinguere

zero assoluto (0 K) calore sensibile

calore latente

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Qual è la differenza tra evaporazione ed ebollizione? 2. Qual è la differenza tra gas e vapore?

3. Osserva lo Schema 1. Qual è la relazione tra tensione di vapore e temperatura di ebollizione? 4. Osserva la Tabella 1 e costruisci la curva di riscaldamento dell’alcol etilico. Che differenza noti rispetto a quella dell’acqua della Figura 2? Per visualizzare una delle differenze, nello schema dell’alcol considera la stessa quantità di calore fornita in maniera costante all’acqua e la stessa massa di sostanza.

UNITÀ 2

LEZIONE 4

Materia: proprietà e trasformazioni

Trasformazioni fisiche e chimiche

4.1 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. Basti pensare agli alimenti, che ogni giorno modifichiamo in cucina per renderli più appetibili e digeribili, e che il nostro corpo trasforma in energia necessaria per le nostre attività vitali, fisiche e intellettuali. L’ebollizione dell’acqua per la cottura della pasta, la preparazione di una tisana zuccherata o di una bibita ghiacciata, la cottura di una bistecca sono operazioni semplici in cui avvengono in realtà numerose trasformazioni. 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.

Figura 1 Esempi di

trasformazioni fisiche A e chimiche B . A

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 sono processi in cui le sostanze iniziali si trasformano in nuove sostanze. La distinzione fra trasformazioni fisiche e chimiche non sempre è netta: spesso le trasformazioni della materia presentano aspetti sia fisici sia chimici. Per esempio, le stalattiti e le stalagmiti, che spesso adornano le grotte [Fig. 2], si originano a causa della liberazione dell’anidride carbonica disciolta nell’acqua (fenomeno fisico) e della contemporanea formazione di calcare (reazione chimica).

4.2 Le trasformazioni fisiche Nelle lezioni precedenti 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. Per esempio, le acque della Terra subiscono continuamente passaggi di stato, spostandosi dalla superficie terrestre all’atmosfera attraverso l’evaporazione di fiumi, di laghi e oceani. La natura dell’acqua, tuttavia, rimane inalterata; il vapor d’acqua ritorna allo stato liquido per condensazione e ricade sulla superficie terrestre sotto forma di precipitazioni.

Figura 2 Le stalattiti sono il risultato di processi sia fisici sia chimici.

LEZIONE 4

Trasformazioni fisiche e chimiche

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. 3A]. Generalmente, si classifica come trasformazione fisica anche la dissoluzione del sale in acqua [Fig. 3B] 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.

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

Figura 3 Esempi di

4.3 Le reazioni chimiche

trasformazioni fisiche.

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: 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 alla pagina successiva. 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, o ancora uno sviluppo di gas si produce anche quando si toglie il tappo alla bottiglia di una bibita gassata.

VIDEO Che cosa accade se immergiamo dei metalli dentro una soluzione di acido cloridrico VIDEO Un cucchiaio di gallio

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

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. Ricordiamo anche che tutti gli organismi viventi si mantengono in vita grazie a un numero elevatissimo di reazioni chimiche perfettamente coordinate fra loro. Tutto ciò che assumiamo, nutrienti e ossigeno, è utilizzato dal nostro organismo, mediante complesse reazioni chimiche, per sviluppare energia e per costruire e mantenere l’organismo stesso.

4.4 Trasformazioni reversibili e irreversibili Dopo una trasformazione fisica si può quasi sempre ripristinare la situazione iniziale mediante la trasformazione fisica inversa (abbiamo già citato 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, per esempio, 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.

LEZIONE 4

Trasformazioni fisiche e chimiche

Ciò significa che, a seconda delle condizioni, possono decorrere dai reagenti ai prodotti o, inversamente, dai prodotti ai reagenti. Un esempio di reazione chimica reversibile è dato dal tetrossido di diazoto (un gas incolore) che, aumentando la temperatura, si trasforma in una nuova sostanza, il diossido di azoto (un gas rosso-bruno). Se la temperatura viene abbassata nuovamente, si riforma il gas incolore iniziale. La Tabella 1 illustra alcuni esempi di trasformazioni reversibili e irreversibili.

Tabella 1 Esempi di trasformazioni fisiche/chimiche, reversibili/irreversibili. TRASFORMAZIONE

REVERSIBILE

IRREVERSIBILE

vapore acqueo condensato precipitazioni

evaporazione

Fisica (non si formano nuove sostanze) disgregazione di un solido (es. rocce)

evaporazione e condensazione nel ciclo dell’acqua

Chimica (si formano nuove sostanze)

–75 °C

tetrossido di diazoto (incolore)

10 °C

reazione esplosiva della polvere da sparo

diossido di azoto (rosso-bruno)

Mappa trasformazioni della materia

FISICHE

CHIMICHE possono essere

la sostanza rimane la stessa

reversibili

irreversibili

si formano nuove sostanze

reagenti → prodotti

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Qual è la differenza tra trasformazioni fisiche e trasformazioni chimiche? 2. Quali sono i criteri che ci permettono di capire che è avvenuta una reazione chimica?

3. Osserva lo Schema 1: la formazione di gas della seconda immagine è dovuta alla stessa reazione chimica che avviene quando si apre una bibita gassata? 4. Osserva la Tabella 1. Perché la disgregazione delle rocce non è una reazione chimica come l’esplosione della polvere da sparo?

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

AREA OPERATIVA LEZIONE 1

Evidenzia l’opzione corretta

CONOSCENZE

16 Un materiale ben specifico può/non può consistere in una sola sostanza.

Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

17 I metalli sono/non sono duttili.

1 Qual è la definizione di «materia»? 2 Spiega il significato della parola «sostanza» e fornisci alcuni esempi.

18 La comprimibilità è/non è una proprietà dei solidi. 19 Il fango ha/non ha lo stesso stato fisico in tutto il suo volume.

3 Spiega le caratteristiche dei tre stati della materia, relativamente alla forma e al volume.

20 Il moto delle particelle dei solidi è di tipo traslatorio/ vibratorio.

4 Perché i materiali eterogenei possono avere uno stato fisico difficilmente classificabile?

21 Le particelle dei solidi si attraggono più intensamente/ meno intensamente di quelle dei liquidi.

5 Che cosa è possibile spiegare tramite il modello particellare?

22 La velocità delle particelle di una sostanza dipende/non dipende dalla temperatura.

6 Come influisce la temperatura sul moto delle particelle?

ABILITÀ E COMPETENZE

7 In quale stato fisico le particelle sono più fortemente legate?

23 Si può definire lo stato fisico di un limone?

Concludi con il completamento corretto

forma e volume definiti

forma definita e volume variabile

forma variabile e volume definito

forma e volume non definiti

24 Come si spiega la caratteristica dei solidi di possedere forma e volume propri? Osserva e rifletti

8 Gli aeriformi hanno: a.

Osserva e rifletti

25 In Figura sono rappresentati due becher contenenti l’uno dell’acqua, l’altro dell’alcol etilico (o etanolo). Come si potrebbero identificare i due liquidi?

Vero o falso?

9 I solidi sono facilmente comprimibili.

V F

10 Alcuni solidi possono essere fragili.

V F

11 I gas tendono a occupare tutto lo spazio che hanno a disposizione.

V F

Completa le frasi con il termine corretto

12 Un tipo di materia può presentare proprietà specifiche e ben determinate, perciò viene detto ..............................................................

13 I corpi allo stato ....................................................... hanno volume costante e forma variabile. 14 I solidi ....................................................... possono essere scalfiti con difficoltà. 15 La superficie dei ....................................................... , in quiete, è di solito orizzontale.

acqua

etanolo

26 I corpi contenenti sostanze aeriformi sono adatti per costruire gonfiabili per bambini, come quello riportato in figura. Perché?

Area operativa

Analizza e interpreta

LEZIONE 2

27 Osserva la Figura. Nelle prime due immagini la siringa (bloccata con un tappo) contiene aria: sotto l’azione di una pressione lo stantuffo si sposta e il volume diminuisce. Negli ultimi due disegni, la siringa è riempita d’acqua: pur esercitando una certa pressione, lo stantuffo non si muove e il volume risulta invariato. Qual è la proprietà dei corpi che spiega tale fenomeno?

CONOSCENZE

Nella siringa è contenuta aria

Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

29 Che cosa s’intende per «passaggio di stato»? 30 Quali grandezze sono coinvolte durante i passaggi di stato? 31 Che cos’è il punto di fusione di una sostanza? A quali grandezze è correlato? 32 Che relazione c’è tra il punto di ebollizione e il punto di condensazione? 33 Qual è lo stato fisico dei corpi all’inizio e alla fine della sublimazione?

5 mL

34 Spiega il significato di vaporizzazione e condensazione. 35 Indica l’effetto del riscaldamento sulle particelle di una sostanza. 36 Interpreta la fusione di un solido tramite il modello particellare.

2 mL

Nella siringa è contenuta acqua

37 Interpreta l’evaporazione di un liquido tramite il modello particellare. 38 Spiega che cosa accade alle particelle di un liquido durante l’ebollizione.

5 mL

Concludi con il completamento corretto

39 Quando dalla superficie di un liquido avviene la fuga delle particelle, il fenomeno che si sta verificando è detto: 5 mL

28 A 50 mL di etanolo sono aggiunti 50 mL di acqua. Il volume finale della soluzione è di poco inferiore a 100 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

evaporazione

ebollizione

solidificazione

dilatazione

Vero o falso?

40 Il brinamento è il passaggio dallo stato gassoso a quello solido.

V F

41 La sublimazione, alla normale pressione atmosferica, è un fenomeno mostrato da poche sostanze.

V F

42 Il punto di ebollizione non dipende mai dalla pressione.

V F

43 La vaporizzazione include l’evaporazione e la condensazione.

V F

44 Durante la solidificazione le particelle si muovono sempre più lentamente fino a limitarsi ad oscillare.

V F

Completa le frasi con il termine corretto

45 L’etanolo può trovarsi in ciascuno dei tre etanolo

acqua

etanolo più acqua

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

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

46 La .............................................................. è il passaggio dallo stato aeriforme a quello liquido. 47 Quando un solido passa direttamente a vapore, si dice che .............................................................. .

Analizza e interpreta

58 Analizza i dati riportati in Tabella e determina lo stato delle sostanze elencate a T = 298K e a T = 298 °C. PUNTO DI FUSIONE (°C), A 1 ATM

PUNTO DI EBOLLIZIONE (°C), A 1 ATM

Rame

1083

2595

Evidenzia l’opzione corretta

Ossigeno

−218,8

−183

49 Un recipiente può/non può contenere contemporaneamente acqua liquida e ghiaccio.

Zolfo

119

444,6

Bromo

−7,2

48 Al diminuire della .............................................................. il punto di ebollizione dell’acqua diminuisce.

50 L’etanolo può/non può solidificare.

SOSTANZA

51 La temperatura del ghiaccio è/non è sempre pari a 273 K. 52 La brina si forma/non si forma dal vapor d’acqua.

LEZIONE 3 CONOSCENZE

ABILITÀ E COMPETENZE

Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

Osserva e rifletti

53 Un liquido di color argento è contenuto in una bottiglia la cui etichetta riporta il punto di fusione (−39 °C) e il punto di ebollizione (357 °C). Com’è possibile identificare il liquido? 54 Le palline di naftalina, quando sono poste negli armadi contro le tarme, lentamente scompaiono, mentre il loro forte odore permane. Che cosa sta avvenendo? 55 Aumentando la vivacità della fiamma su cui è posta una pentola di acqua già in ebollizione, è possibile rendere più veloce la cottura dei cibi? Osserva e rifletti

56 Sulla base del modello particellare, indica quale passaggio di stato è rappresentato in Figura. Motiva la tua risposta.

59 Quali grandezze fisiche sono riportate nella curva di raffreddamento? 60 Che cosa rappresentano i tratti orizzontali e che cosa avviene in corrispondenza di essi? 61 Come si individuano i punti di congelamento e di ebollizione? 62 A che cosa serve il calore durante il passaggio di stato? 63 Indica a quali temperature può avvenire l’evaporazione di una sostanza e quale parte del liquido coinvolge. 64 Che cos’è la tensione di vapore? Quale valore deve assumere affinché in un liquido inizi l’ebollizione? 65 Che cosa succede comprimendo il vapor d’acqua a temperatura costante? E se la temperatura fosse oltre i 374 °C?

calore

57 Un filo attraversa una barretta di ghiaccio. Nel disegno sotto è mostrato un filo, alle cui estremità sono appese due sferette di ferro piuttosto pesanti, che inizialmente si appoggia alla faccia superiore di una barretta di ghiaccio. Il filo riesce ad attraversare il ghiaccio senza tagliarlo in due pezzi? Perché?

Concludi con il completamento corretto

66 Durante l’ebollizione la temperatura: a.

aumenta

diminuisce

aumenta o diminuisce a seconda dei casi

si mantiene costante

67 L’evaporazione dell’acqua avviene: a.

a tutte le temperature in cui esiste l’acqua liquida

solo a temperature elevate

solo all’ebollizione

solo a pressione atmosferica

Area operativa

Vero o falso?

Osserva e rifletti

68 Durante il raffreddamento di una miscela di acqua e ghiaccio, la temperatura diminuisce.

V F

69 Nell’ebollizione il calore fornito favorisce il passaggio da liquido ad aeriforme.

V F

70 Nelle curve di riscaldamento vi sono tre soste termiche.

V F

71 Al di sopra della temperatura critica una sostanza non può essere liquida.

V F

72 Gas e vapori sono gli aeriformi.

V F

84 In Figura sono rappresentati uguali volumi dello stesso liquido all’interno di due contenitori diversi. Se esposti all’aria, in quale di essi l’evaporazione sarà più veloce?

Completa le frasi con il termine corretto

73 In una .............................................................. è illustrato l’andamento della temperatura in funzione del tempo di raffreddamento. 74 Durante una sosta termica, la ............................................................ della sostanza si mantiene costante. 75 La tensione di vapore è la pressione esercitata dal vapore sul proprio .............................................................. .

A 100 mL

100 mL

85 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?

76 Una sostanza aeriforme la cui temperatura supera quella critica è detta .............................................................. . Evidenzia l’opzione corretta

78 Un gas può/non può condensare per compressione. 79 Le bolle durante l’ebollizione dell’acqua sono/non sono formate da aria. 80 Il vapore saturo si trova/non si trova in equilibrio dinamico con il proprio liquido. 81 Quando l’acqua bolle/evapora il processo riguarda tutto il volume del liquido.

ABILITÀ E COMPETENZE Osserva e rifletti

82 Nella curva di riscaldamento di un liquido quali passaggi di stato sono rappresentati? 83 Quale fenomeno sta avvenendo in figura? Spiega brevemente.

vapore temperatura (°C)

77 Durante la fusione di un solido, la temperatura è/non è costante.

acqua e vapore

acqua

ghiaccio e acqua

ghiaccio

100 50 0 –10

tempo

Analizza e interpreta

86 Osserva la curva di raffreddamento dell’acqua rappresentata nella Figura precedente e rispondi. a. Individua lo stato fisico dell’acqua alle seguenti temperature: 250K, 298 °C, 400K. b. Interpreta l’andamento della temperatura nell’intero grafico. 87 Analizza i dati riportati in Tabella, relativi alla temperatura critica di alcune sostanze. Perché le tre sostanze elencate sono chiamate comunemente gas? SOSTANZA

TEMPERATURA CRITICA (°C)

Idrogeno

−240

Ossigeno

−119

Azoto

−147

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

Risolvi il problema

88 Costruisci la curva di raffreddamento e quella di riscaldamento dell’alcool etilico. Trovi i dati di cui hai bisogno nella Tabella 1 di pag. 44.

99 Fornisci alcuni esempi di reazioni chimiche nella vita quotidiana.

89 Costruisci la curva di raffreddamento e quella di riscaldamento dell’ammoniaca. Trovi i dati di cui hai bisogno nella Tabella 1 di pag. 44. 90 Confronta le curve costruite negli esercizi precedenti: quali sono le grosse differenze che puoi evidenziare?

LEZIONE 4

Concludi con il completamento corretto

100 Una trasformazione fisica: a.

è sempre reversibile

CONOSCENZE

è sempre irreversibile

Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

comporta sempre un cambiamento di stato

91 Che cosa significa trasformazione fisica? Fai degli esempi.

non porta alla formazione di nuove sostanze

92 Elenca dei comuni fenomeni che sono delle trasformazioni fisiche. 93 Che tipo di trasformazione avviene in una reazione chimica? Fornisci degli esempi. 94 Qual è la differenza tra reagente e prodotto? 95 La formazione della ruggine è trasformazione fisica o chimica? Perché?

101 Un esempio di reazione chimica è: a.

l’ebollizione dell’acqua

la cottura della pizza

la sublimazione dello iodio

l’evaporazione di acqua zuccherata

Vero o falso?

102 I prodotti sono le sostanze finali di una reazione chimica.

V F

103 L’arrugginimento è una trasformazione fisica.

V F

104 L’evaporazione è una trasformazione fisica.

V F

105 Lo sviluppo di un gas è prova certa di reazione chimica.

V F

106 Alcune trasformazioni fisiche sono irreversibili.

V F

107 Le reazioni chimiche sono tutte irreversibili.

V F

Completa le frasi con il termine corretto

96 Che tipo di trasformazione sono i passaggi di stato? E la dilatazione termica? 97 Quali sono i fenomeni che molto spesso accompagnano le reazioni chimiche? 98 Le trasformazioni fisiche e quelle chimiche sono tutte reversibili?

108 In una trasformazione .............................................................. non cambia l’identità delle sostanze coinvolte. 109 Il cambiamento di colore è un indizio di .............................................................. 110 Un .............................................................. è un solido ottenuto dalla reazione di due sostanze disciolte. 111 Le reazioni chimiche .............................................................. procedono dai reagenti ai prodotti e viceversa.

Area operativa

Evidenzia l’opzione corretta

112 I passaggi di stato sono/non sono reazioni chimiche. 113 Dopo l’ebollizione di una soluzione di acqua salata si ottiene/non si ottiene di nuovo sale.

120 Osserva la Figura e rispondi alle domande. a. Che tipo di trasformazione hanno subito le due sostanze? b. Quali segnali indicano la natura chimica o fisica dei due fenomeni?

114 La trasformazione di un liquido in vapore è/non è un processo reversibile. 115 Tutte/Non tutte le trasformazioni chimiche sono segnalate da fenomeni ben determinati. 116 Durante la cottura di un cibo avvengono/non avvengono delle reazioni chimiche. Sale in acqua

ABILITÀ E COMPETENZE

Acido cloridrico più bicarbonato di sodio

Osserva e rifletti

Analizza e interpreta

117 Se per alcuni minuti si lascia un uovo in acqua bollente, questo diventa sodo. L’uovo ha subito una trasformazione chimica o fisica? Rispondi motivando la tua scelta.

121 Osserva l’immagine sottostante e rispondi alle domande. a. Quali sono gli stati fisici dei materiali presenti nei due bicchieri? b. Interpreta i fenomeni in atto in entrambi i casi.

118 L’annerimento all’aria di un vassoio di argento è un fenomeno fisico o una reazione chimica? Osserva e rifletti

119 La Figura sottostante riporta la colata di bronzo, una lega metallica formata generalmente da rame e stagno. Introducendo la lega in un opportuno stampo e lasciandola raffreddare, si otterrà il prodotto finale. a. Che tipo di trasformazioni subisce il bronzo nell’intero processo? b. Quali passaggi di stato sono coinvolti?

acqua e ghiaccio

acqua e aspirina

122 Analizza le trasformazioni chimiche elencate di seguito: quali fenomeni indicano che si tratta di reazioni chimiche? a. L’accensione di un fiammifero b. L’irrancidimento del burro c. La cottura di un uovo d. La lievitazione di un impasto e. L’imbrunimento del miele

Chemistry in English Complete the sentences with the correct terms

reactants • melting • physical • critical 123 The .............................................................. temperature is the temperature above which a gas cannot be liquefied. 124 The .............................................................. point is the temperature at which a solid changes to a liquid. . 125 The initial substances of a chemical reaction are called ..............................................................

126 Sublimation is a .............................................................. . transformation.

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

Chimica strategies CON L’INTELLIGENZA ARTIFICIALE

RISORSE DIGITALI

Premessa Quanto possono avere influito i processi fisici nell’evoluzione delle superficie terrestre? Quanto possono essere importanti per le attività umane? Chiedilo all’Intelligenza Artificiale. Confronta le risposte con i risultati di una tua ricerca personale fatta su Internet e riporta il tutto su un file da confrontare in classe con i tuoi compagni e il tuo docente. Ecco una serie di spunti per una ricerca:

A. Videolezione

Prova prima tu • Fammi 10 esempi di passaggi di stato della materia che modellano la superficie terrestre. • Fammi 5 esempi di processi industriali nei quali sono determinanti i passaggi di stato della materia. • Di quanto si alzerebbe il livello del mare se fondesse tutto il ghiaccio presente sulla superficie terrestre, compresi l’Antartide e la Groenlandia? L’Intelligenza Artificiale può essere un valido aiuto per suggerire esperimenti da eseguire in classe o in laboratorio. Eccone uno: Suggerisci 10 esempi di attività di laboratorio che descrivano la differenza tra trasformazione fisica e trasformazione chimica.

VIDEO Ripassa i concetti chiave

VIDEO La dilatazione termica nei liquidi

Segui con attenzione l’esperimento proposto e pensa a uno strumento di misurazione che si basa su questo fenomeno. Può aiutarti sapere che il liquido più utilizzato per questo strumento è l’alcol etilico. Se non riesci ad individuare lo strumento poni questa domanda all’Intelligenza Artificiale del tuo browser: “Come si può utilizzare la dilatazione termica dell’alcol etilico?”

B. Videolezione VIDEO La dilatazione dei gas

Guarda il videolaboratorio con attenzione e rifletti su quale gas contenuto nella provetta subisce la dilatazione per riscaldamento. Puoi identificarlo con una sola sostanza o forse si tratta di una miscela omogenea? Riporta i tre esperimenti descritti in una mappa di Coggle (https://coggle.it).

CHIMICA FOR THE FUTURE

IMPARA AD ARGOMENTARE

La fusione dei ghiacciai

L’effetto Leidenfrost L’effetto Leidenfrost è un fenomeno interessante che si verifica quando una goccia di liquido entra in contatto con una superficie molto calda, come una piastra riscaldata o una padella. Invece di bollire istantaneamente o evaporare, la goccia sembra “galleggiare” sulla superficie, spostandosi senza toccarla direttamente. Prova a spiegare questo fenomeno.

1 Qual è l’effetto della fusione dei ghiacciai sul livello del mare e sulle popolazioni costiere? 2 Quali sono le principali cause della scomparsa dei ghiacciai sulle Alpi? a. Inquinamento atmosferico b. Surriscaldamento globale c. Attività vulcaniche d. Il vento solare 3 Qual è uno dei principali effetti dell’aumento della temperatura della superficie terrestre a causa della fusione dei ghiacciai? a. Migrazione delle popolazioni costiere b. Diminuzione delle precipitazioni c. Aumento delle riserve di acqua allo stato liquido d. Innalzamento del livello del mare 4 Quali sono i principali inquinanti che si accumulano nei ghiacciai groenlandesi e quali sono le conseguenze della loro fusione?

1. Comincia con

che cosa succede se mettiamo a contatto un liquido con una superficie molto calda.

2. Spiega perché

la goccia può galleggiare sulla superficie calda.

3. Descrivi

gli effetti che questo galleggiamento può avere sulla successiva evaporazione del

liquido rimanente. 4. Concludi

facendo una piccola ricerca, elencando alcune applicazioni pratiche del fenomeno (che possono spaziare dalla cucina alla tecnologia).

Area operativa

Chimica in lab Qual è l’impatto del global warming sul livello del mare? Un tuo amico neozelandese ti dice che si sta documentando in modo accurato sulla fusione del ghiaccio delle calotte polari, dovuto ai cambiamenti climatici. Questo suo interesse nasce dal fatto che la zona costiera dove abita rischia di scomparire entro la fine di questo secolo, per via dell’innalzamento del livello del mare derivante proprio dalla fusione dei ghiacciai. Colpito da questa notizia e preoccupato per il futuro del tuo amico, fai una ricerca in Internet. Emerge così che l’Artico, al nord, è un oceano conosciuto come Oceano Glaciale Artico, coperto per buona parte da ghiaccio permanente circondato da continenti. L’Antartide, al sud, è invece una terra emersa ricoperta di ghiaccio. Vuoi capire come la fusione dei ghiacci in ciascuno dei due poli terrestri contribuisce all’innalzamento del livello del mare e per questo provi a modellizzare ciò che avviene ai due poli. HAI A DISPOSIZIONE I SEGUENTI MATERIALI: • alcuni becher • pietre di diverse dimensioni • pennarelli vetrografici • cubetti di ghiaccio • acqua FORMULA UN’IPOTESI Partendo da ciò che hai scoperto con la tua ricerca in Internet, formula un’ipotesi su come la fusione del ghiaccio contribuisce all’innalzamento del livello del mare.

processo che vi sembra più idoneo per arrivare al risultato. Presentate questo processo all’intera classe in modo sintetico e preciso, sul supporto che ritenete più adatto allo scopo. SVOLGETE E DOCUMENTATE LA FASE OPERATIVA Con i compagni svolgi tutte le fasi che hai riportato sul quaderno nelle fasi precedenti, documentandole con fotografie o video (in base alla modalità che avete previsto). Annotate i dati che ricavate ed eventuali osservazioni che sorgono durante l’esperimento. ESITO DELL’INDAGINE

1. La procedura sperimentale che avete scelto ha permesso di verificare come aumenta il livello del mare al polo nord e al polo sud? 2. Se le evidenze del lavoro sperimentale non confermano l’ipotesi che avevate fatto, riportate sul quaderno quali sono stati gli eventuali errori commessi. 3. Condividete con gli altri gruppi il lavoro svolto. ELABORA UNA PROCEDURA SPERIMENTALE CHE DIMOSTRI LA TUA IPOTESI Dopo aver formulato l’ipotesi, scrivi sul quaderno le fasi operative che pensi siano corrette e sufficienti per dimostrarla. Prevedi anche uno strumento (macchina fotografica, smartphone, ecc.) che ti permetta di documentare questo processo. SCEGLI INSIEME AI COMPAGNI LA PROCEDURA DA REALIZZARE Metti in condivisione con i tuoi compagni di laboratorio la procedura che hai deciso di utilizzare e ascolta le loro proposte. Confrontatevi e cercate di arrivare a definire il

UNITÀ 2

Materia: proprietà e trasformazioni

Chimica for the future Quanto costa il riscaldamento globale? Il rapporto Stern Review Il dibattito sulla mitigazione del surriscaldamento globale e la valutazione dei costi e dei benefici associati sono argomenti complessi che coinvolgono molte discipline scientifiche, tra cui climatologia, economia, scienze ambientali. Uno dei rapporti più citati sull’economia dei cambiamenti climatici risale addirittura al 2006 e si tratta del rapporto chiamato Stern Review. Il lavoro fu commissionato dal governo britannico e prende il nome da Nicholas Stern, ex capo economista della Banca Mondiale che lo ha guidato. La sua conclusione è stata che il cambiamento climatico rappresenta una grave minaccia per l’economia globale al punto che i costi economici dei suoi impatti potrebbero raggiungere il 20% del PIL mondiale entro il 2100 se non si agisce per ridurre le emissioni di gas serra. Da allora si sono susseguiti tantissimi studi in merito.

Quali investimenti fare e come attuarli? Nel 2019 l’International Renewable Energy Agency (IRENA) ha effettuato uno studio stimando che gli investimenti in energia rinnovabile, efficienza energetica e infrastrutture resilienti al clima potrebbero generare 28.000 miliardi di dollari di benefici economici entro il 2050 che includono la creazione di posti di lavoro, la riduzione dell’inquinamento e la protezione dalle catastrofi naturali. Nel 2022 la World Bank Group ha pubblicato lo studio “The Cost of Climate Action: Investing in the Clean Economy” che ha esaminato il costo degli investimenti stimando che quelli necessari per raggiungere l’obiettivo di non superare gli 1,5 °C entro il 2050 ammonterebbero a 180 trilioni di dollari. Questa cifra includerebbe investimenti in energia rinnovabile, efficienza energetica, infrastrutture resilienti al clima e adattamento ai cambiamenti climatici. Lo studio ha anche quantificato che gli investimenti in azioni di mitigazione del cambiamento climatico potrebbero generare 700 trilioni di dollari di benefici economici entro il 2050.

RICERCA SOSTENIBILITÀ

Area operativa

Quali tipi di danni può generare il riscaldamento globale? Alcuni esempi di danni economici, sociali e ambientali che potrebbero essere causati dal cambiamento climatico sono i seguenti: • danni alle infrastrutture e perdite di vite umane: il riscaldamento globale può causare eventi meteorologici estremi, come inondazioni, siccità e tempeste, che possono danneggiare persone e infrastrutture; • migrazioni forzate: con il cambiamento climatico alcune aree del pianeta potrebbero diventare inabitabili, causando migrazioni forzate di persone; • perdita di produttività agricola: la produttività agricola potrebbe essere ridotta causando carenze alimentari e innalzando i prezzi dei generi alimentari; • perdita di biodiversità.

Qual è il ruolo della chimica in questo contesto? Ecco alcuni esempi pratici di come la chimica può aiutarci a trovare soluzioni a questo problema: • sviluppo di tecnologie pulite: grazie a tecnologie sostenibili, come celle a combustibile, pannelli solari, batterie avanzate e catalizzatori, può contribuire a ridurre le emissioni di gas serra; • innovazione dei materiali: sviluppo di nuovi materiali per migliorare l’efficienza energetica e ridurre il consumo di risorse nelle applicazioni industriali e quotidiane; • chimica verde: processi e prodotti chimici più sostenibili che riducano gli sprechi di risorse e minimizzino gli impatti ambientali; • produzione di energia sostenibile: energia solare, idrica e geotermica; • agricoltura sostenibile: sviluppo di fertilizzanti più efficienti e sostenibili, pesticidi meno dannosi e metodi di coltivazione che migliorino la salute del suolo e catturino il carbonio atmosferico; • monitoraggio ambientale: sviluppo di strumenti e tecniche per il monitoraggio dell’inquinamento atmosferico, idrico e del suolo; • recupero e riciclo: sviluppo di processi di riciclo e recupero che riducano la quantità di rifiuti e la necessità di risorse vergini.

Proposte di lavoro • Insieme ai tuoi compagni simula una Conferenza sul riscaldamento globale. Dividetevi nei seguenti gruppi: governanti, scienziati, persone comuni, economisti e sociologi. Ogni gruppo dovrà riflettere sul suo ruolo e poi avrà a disposizione sette minuti per presentare il suo punto di vista in classe. Alla fine in un momento di sessione plenaria, grazie alla mediazione anche dell’insegnante, si troverà una proposta di soluzione condivisa.

UNITÀ

LEZIONE 1

LA MOLE

La quantità di sostanza

1.1 Il concetto di mole Conoscere la quantità delle sostanze coinvolte in un processo chimico è fondamentale affinché una reazione si svolga correttamente. L’aspetto quantitativo è importante nel lavoro di laboratorio (e ancor più nell’industria chimica) per valutare l’utilità di una reazione ed evitare inutili sprechi di reagenti. Per esempio, se per eseguire una reazione avessimo bisogno di una sola molecola d’acqua, potremmo andare in laboratorio e pesarla? Dalla tavola periodica si ricava che la massa molecolare dell’H O è pari a 18,02 u. Questo valore equivale a 2,99·10 kg, una quantità impossibile da pesare, anche con la bilancia più sensibile del mondo! Se, invece, pesassimo 18,02 g di H O, ossia una quantità in grammi numericamente pari alla massa molecolare (in u), avremmo pesato una mole di acqua. La mole (simbolo mol nel SI) è l’unità di misura della quantità di sostanza (simbolo n nel SI) ed è ciò che ci permette di passare dal livello submicroscopico delle particelle (non rilevabile) a quello macroscopico, misurabile con gli strumenti da laboratorio [Fig. 1]. Quella che segue è la definizione di mole in vigore fino al 2019. La mole (n) è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 0,012 kg (cioè 12 g) di carbonio-12. Ma quanti sono gli atomi contenuti in 12 g di C? Quando si pesa una mole di una qualunque sostanza, quante particelle si stanno prendendo? Possiamo rispondere a queste domande utilizzando la costante di Avogadro [Fig. 2].

Figura 2 Amedeo Avogadro.

Figura 1 Una mole di acqua è una quantità di sostanza misurabile, al contrario di una molecola di acqua.

1 mole di H2O equivale a 18,02 g.

LEZIONE 1

La quantità di sostanza

147

La costante di Avogadro (NA) indica il numero di entità elementari contenute in una mole di qualsiasi sostanza. Il valore numerico della costante di Avogadro, ricavato sperimentalmente, è pari a 6,022·1023 mol–1. Di conseguenza, 12 g di C contengono 6,022·10 entità elementari (in questo caso, atomi) di carbonio-12. Dal 2019 la mole viene ridefinita svincolandosi dal concetto di massa (del C), ma facendo riferimento direttamente alla costante di Avogadro (è un po’ come se si fondessero le due definizioni appena viste).

La mole (n) è la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di unità elementari pari alla costante di Avogadro, pari a 6,022·1023 mol–1. Tornando all’esempio dell’acqua, possiamo quindi fare il seguente ragionamento.

1. RAGIONA CON LO SCHEMA Come si passa da un livello submicroscopico a un livello macroscopico?

Una molecola di acqua ha una massa di 18,02 u, pari a circa 3·10–23 g, una quantità non misurabile con una bilancia (livello submicroscopico).

Una mole di acqua, invece, ha una massa di 18,02 g, una quantità misurabile con una bilancia (livello macroscopico). Grazie alla costante di Avogadro (NA), sappiamo che in questa quantità sono contenute 6,022·1023 molecole di acqua.

1 molecola di H2O

1 mole di H2O (6,022·1023 molecole)

18,02 u ≅ 3·10–23 g

18,02 g

quantità non misurabile

quantità misurabile

Questo ragionamento può essere applicato a qualsiasi particella o insieme di particelle, sia che si tratti di una molecola (come l’H O), di un atomo (come il sodio, Na), di uno ione (come lo ione potassio, K ) o di una unità formula (come il cloruro di sodio, NaCl). Tutte queste particelle vengono definite entità elementari. In tutti i casi, l’utilizzo della mole permette di passare da un valore non misurabile, la massa in unità di massa atomica dell’entità elementare, a un valore equivalente e misurabile, la massa in grammi [Tab. 1, pagina successiva]. La mole quindi rappresenta il ponte tra il mondo infinitesimale delle entità elementari (non misurabili singolarmente) e il mondo macroscopico dei corpi ponderabili. Questa unità di misura ci permette di stabilire il numero di particelle contenute in una data massa di sostanza, misurata con la bilancia.

1.2 La massa molare La massa di una mole di qualsiasi sostanza, per esempio la massa di una mole di acqua, corrisponde numericamente alla massa molecolare/formula relativa (M ) della sostanza presa in esame o alla sua massa atomica (A ) nel caso in cui la sostanza sia un atomo. Questa quantità, espressa in g/mol, è detta massa molare (MM). In pratica ciò che varia dalla massa relativa alla massa molare è solo l’aggiunta dell’unità di misura, ossia g/mol.

148

UNITÀ 6

La mole

Perciò si avrà: O

HO (molecola)

NaCl (unità formula)

m = 58,44 u M = 58,44 MM = 58,44 g/mol

m = 18,02 u M = 18,02 MM = 18,02 g/mol In termini più generali, possiamo affermare che:

la massa molare (MM), ossia la massa di una mole di sostanza, corrisponde numericamente alla massa molecolare o atomica relativa della sostanza presa in esame, ma viene espressa in g/mol. Tabella 1 Passaggio dalla massa di un’entità elementare (in u) alla massa molare, che rappresenta la massa in grammi di una mole di sostanza (ossia la massa di 6,022·1023 unità elementari). ENTITÀ ELEMENTARE (NON MISURABILE)

MOLE (MISURABILE)

NUMERO DI PARTICELLE 1 atomo di Na

MASSA

MASSA RELATIVA

NUMERO DI PARTICELLE

MASSA

MASSA MOLARE

22,99 u

Ar = 22,99

6,022·1023 atomi di Na

22,99 g

MM = 22,99 g/mol

18,02 u

Mr = 18,02

6,022·1023 molecole di H2O

18,02 g

MM = 18,02 g/mol

58,44 u

Mr = 58,44

6,022·1023 unità formula di NaCl

58,44 g

MM = 58,44 g/mol

1 molecola di H2O O H

1 unità formula di NaCl Cl

Mappa nel SI l’unità di misura della quantità di sostanza è la

contiene tante particelle quanti sono gli atomi in 12 g di C

MOLE

è numericamente uguale alla

cioè un numero pari alla

costante di Avogadro

ha una massa in g uguale alla massa molare

ossia

6,022·10 mol

massa atomica, molecolare e formula

si esprime in

g/mol

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Che cos’è la mole e come viene espressa nel SI? 2. Che cos’è la costante di Avogadro?

3. A che cosa serve la mole? Rispondi osservando lo Schema 1. 4. Che differenza c’è tra massa molecolare e massa molare? Rispondi osservando la Tabella 1.

LEZIONE 2

Calcoli con la mole

149

Calcoli con la mole

2.1 Quantità di sostanza, massa e numero di particelle Se vogliamo sapere quante particelle ci sono in un campione di laboratorio, per esempio in un grammo di ferro, possiamo calcolarne il numero utilizzando la mole. La mole consente infatti di “contare” il numero di particelle (submicroscopiche) contenute in una quantità di sostanza (macroscopica) pesata con la bilancia e viceversa [Fig. 1]. La quantità di sostanza, misurata in moli (mol), è perciò la grandezza che funge da tramite nel passaggio dalla massa (in grammi) al numero di particelle di una sostanza e viceversa. Ma quali calcoli dobbiamo fare per realizzare tale passaggio? Vediamolo con un ragionamento illustrato dal seguente schema.

massa m (g)

quantità di sostanza n (mol)

Figura 1 La mole permette

numero di particelle

Sappiamo che la massa in grammi di una mole di sostanza equivale alla sua massa molare (MM). Per ricavare la massa in grammi dalle moli, quindi, è sufficiente moltiplicare il numero di moli (mol) per la massa molare (g/mol): m = n · MM = mol · g/mol = g Per ottenere invece le moli dalla massa in grammi bisogna utilizzare la formula inversa, dividendo la massa (g) per la massa molare (g/mol):

g m = = mol MM g /mol

Se, infine, vogliamo calcolare il numero di particelle a partire dalle moli, dobbiamo usare la costante di Avogadro (N = 6,022·10 mol ). Essa collega, per qualsiasi sostanza, il numero di entità elementari (particelle) alla quantità di sostanza (moli) con l’equazione: particelle = n · N Viceversa, è possibile ricavare il numero di moli dalle particelle con la formula inversa:

particelle NA

Possiamo riassumere questi passaggi riportando le formule in un unico schema che mette in relazione massa, quantità di sostanza e numero di particelle [Schema 1].

di passare dalla massa al numero di particelle di una sostanza.

150

UNITÀ 6

La mole

1. RAGIONA CON LO SCHEMA Come si passa dalla massa alle particelle e viceversa? Per calcolare il numero di particelle si moltiplica la quantità di sostanza (n) per la costante di Avogadro (NA).

Per calcolare la quantità di sostanza (n) si divide la massa (m) per la massa molare (MM).

m MM

numero di particelle

= n · NA

quantità di sostanza n (mol)

massa m (g)

numero di particelle n=

m = n · MM

particelle NA

Per calcolare la quantità di sostanza (n) bisogna dividere il numero di particelle per la costante di Avogadro (NA).

Per calcolare la massa (m) si moltiplica la quantità di sostanza (n) per la massa molare (MM).

Proviamo a risolvere alcuni problemi applicando lo schema che abbiamo appena visto. In alcuni casi sarà necessario percorrerlo da sinistra a destra (quando per esempio dobbiamo calcolare le particelle conoscendo la massa, Schema 2), altre volte dovremo procedere in senso opposto, da destra a sinistra (quando per esempio vogliamo ricavare la massa partendo dal numero di particelle Schema 3).

2. RISOLVI CON LO SCHEMA Come si calcola il numero di particelle a partire dalla massa in grammi? Quanti atomi di ferro (Fe) ci sono in 1 kg di ferro puro? Seguiamo la procedura illustrata nello Schema 1, muovendoci da sinistra verso destra. n= massa m (g)

m MM

numero di particelle

= n · NA

quantità di sostanza n (mol)

numero di particelle

1 kg di Fe

Esegui i calcoli 1

Trova sulla tavola periodica la massa atomica relativa del ferro e, usando la corretta unità di misura, ricava la sua massa molare: Ar (Fe) = 55,845

MM (Fe) = 55,845 g/mol

2 Calcola le moli, ovvero la quantità di sostanza, ma fai attenzione a trasformare i kilogrammi in grammi: m 1000 g = = 17,91 mol n= MM 55,845 g/mol 3 Ricava il numero di particelle, ovvero gli atomi, presenti in un kilogrammo di ferro puro: numero di particelle = n · NA = 17,91 mol · 6,022·1023 mol–1 = 1,07·1025 atomi di ferro

LEZIONE 2

Calcoli con la mole

151

3. RISOLVI CON LO SCHEMA Come si calcola la massa in grammi a partire dal numero di particelle? Qual è la massa in grammi di 2,60·1024 molecole di acqua? Seguiamo la procedura illustrata nello Schema 1, però muovendoci da destra verso sinistra.

massa m (g)

quantità di sostanza n (mol)

? m = n · MM

numero di particelle n=

numero di particelle NA

2,60·1024 molecole di H2O

Esegui i calcoli 1

Calcola la quantità di sostanza n, ovvero le moli, a partire dal numero di particelle (molecole di acqua): numero particelle 2,60·1024 = = 4,32 mol n= NA 6,022·1023 mol–1

Calcola la massa molecolare relativa dell’acqua consultando la tavola periodica. Da questa ricava la massa molare aggiungendo solo la corretta unità di misura: Mr = 1,01 · 2 + 16,00 = 18,02

MM = 18,02 g/mol

Ricava infine la massa in grammi del numero di molecole d’acqua considerate: m = n · MM = 4,32 mol · 18,02 g/mol = 77,1 g di acqua

2.2 Quantità di sostanza e volume dei gas È possibile determinare il volume occupato dalle sostanze allo stato gassoso conoscendone la quantità. Per esempio, se due bombole contengono rispettivamente una mole di elio (He) e una mole di ossigeno (O ), possiamo calcolare facilmente quanti litri di gas ci sono in ciascuna di esse [Fig. 2].

Una mole di qualsiasi gas occupa, in condizioni normali (alla temperatura di 0 °C e alla pressione di 1 atm), un volume pari a 22,41 L. Questo volume viene definito volume molare (V ) in condizioni normali (espresso in L/mol) e, se non si cambiano le condizioni di temperatura e pressione, rimane costante per qualsiasi tipo di sostanza gassosa. Ciò significa che anche il numero di particelle di gas rimane sempre lo stesso. Nello Schema 4 vediamo la relazione tra il numero di particelle e il volume occupato da un qualsiasi gas.

Figura 2 Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, le due bombole riempite con una mole di sostanze diverse contengono lo stesso volume di gas.

a 0 °C e 1 atm 1 mol He = 22,41 L

a 0 °C e 1 atm 1 mol O2 = 22,41 L

152

UNITÀ 6

La mole

4. RAGIONA CON LO SCHEMA Che volume occupano i gas? Le particelle contenute in 1 mole di gas sono sempre pari alla costante di Avogadro (6,022·1023 particelle)

1 mole di O2

1 mole di He ↓

1 mole di N2

↓

6,022·10 molecole

6,022·1023 molecole

T = 0 °C P = 1 atm

6,022·10 atomi

Vm = 22,41 L

A T = 0 °C e P = 1 atm, 1 mole di qualsiasi gas occupa sempre un volume di 22,41 L, detto volume molare (Vm).

Per calcolare il volume occupato da un certo numero di moli di gas applichiamo la seguente formula: V=n·V dove V = volume di gas (L), n = quantità di sostanza (mol), V = volume molare (L/mol). Per calcolare, invece, le moli a partire dal volume è sufficiente applicare la formula inversa:

VIDEO L’etilene: tra natura e industria

V Vm

A questo punto possiamo riassumere nello Schema 5 tutte le formule viste finora, che mettono in relazione massa, numero di particelle e volume delle sostanze (per i gas); come si può osservare, tutti questi passaggi sono resi possibili dalla grandezza posta al centro dello schema, la quantità di sostanza e dalla sua unità di misura, la mole.

5. RAGIONA CON LO SCHEMA Che relazione c’è tra moli, particelle, massa e volume? n=

m MM

particelle = n · NA quantità di sostanza n (mol)

massa m (g)

numero di particelle

m = n · MM

n= n=

V Vm

particelle NA

V = n · Vm

volume di un gas V (L)

MM = massa molare (g/mol) NA = costante di Avogadro = 6,022·1023 mol–1 Vm = volume molare (22,41 L/mol in condizioni normali)

LEZIONE 2

Calcoli con la mole

153

2.3 Le densità dei gas Nell’Unità 1 abbiamo visto le densità di alcuni gas (a 0° C), riportate in Tabella 1 utilizzando come unità di misura i g/L (corrispondente ai kg/m del Sistema Internazionale). Vediamo ora come ricavare tutti questi valori utilizzando il volume molare, che in condizioni normali (0° C e 1 atm) è 22,41 L/mol per qualunque gas. Innanzitutto ricordiamo la formula della densità, ossia:

d(g/L) =

m V

Se consideriamo una mole di un qualunque gas: • la massa m diventa massa molare (MM); • il volume V diventa volume molare (V ). Andando a sostituirli nell’equazione e prendendo come esempio il monossido di carbonio (CO) otterremo:

d(g/L) =

MM (g/mol) 28 g/mol = = 1,25 g/L Vm (L/mol) 22, 41 L/mol

Le masse molari (MM) dei vari gas sono direttamente proporzionali alle densità degli stessi.

Mappa massa m (g)

numero di particelle (adimensionale)

tramite la massa molare (g/mol)

6,022·10 mol

pari a

tramite la costante di Avogadro

QUANTITÀ DI SOSTANZA n (mol) tramite il volume molare (L/mol) che in condizioni normali è pari a

volume di un gas V (L)

22,41 L/mol

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Che cosa si intende per massa molare di una sostanza? 2. Quali conversioni si possono eseguire mediante la costante di Avogadro?

3. Perché si usa la mole? Rispondi osservando lo Schema 5. 4. Qual è la massa in grammi dei gas presenti in ciascuno dei contenitori espandibili dello Schema 4?

154

UNITÀ 6

La mole

Moli e formule chimiche

LEZIONE 3

3.1 I vari significati di una formula chimica Le formule chimiche possono fornire un gran numero di informazioni. La formula di una sostanza può mostrare il numero degli atomi di ciascun elemento presenti nella molecola (se la sostanza è molecolare) o nell’unità formula (se la sostanza è ionica). Per esempio, osservando la formula dell’acqua, H O, sappiamo che nella molecola sono presenti due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. I pedici contenuti nelle formule possono però assumere anche altri significati, collegati al concetto di mole:

Acqua O H

1 molecola (18,02 u)

1 mole (18,02 g)

1 atomo di O (16,00 u)

2 atomi di H (2,02 u)

1 mole di O (16,00 g)

2 moli di H (2,02 g)

I pedici di una formula chimica possono indicare: • gli atomi di ciascun elemento presenti in una molecola (o in una unità formula) di una sostanza; • le moli di ciascun elemento presenti in una mole della sostanza. I diversi significati di una formula diventano più chiari se osserviamo lo Schema 1.

1. RAGIONA CON LO SCHEMA Che cosa c’è in una formula? 1 molecola di H O

2 atomi di H e 1 atomo di O contiene

2 molecole di H O

4 atomi di H e 2 atomi di O contengono

4 molecole di H O

8 atomi di H e 4 atomi di O contengono

6,022·10 molecole di H O (pari a 18,02 g = 1 mole di H O)

12,044·10 atomi di H (2 moli di atomi di H)

6,022·10 atomi di O (1 mole di atomi di O)

.....

contengono

LEZIONE 3

Moli e formule chimiche

155

Proviamo ora a calcolare il numero di atomi che sono presenti in una data quantità di sostanza [Schema 2].

2. RISOLVI CON LO SCHEMA Quanti atomi di C e quanti atomi di O sono presenti in 10,0 g di CO2?

1 Calcola la quantità di sostanza (n) ovvero le moli contenute in 10,0 g di CO2 massa 10 g di CO2

n MM

2 Trova quindi il numero di particelle (molecole di CO2) presenti in 10,0 g utilizzando la costante di Avogadro (NA). moli di CO2

3 Per ottenere il numero di atomi di C e di O moltiplica infine il numero di particelle per il pedice di ciascun elemento.

molecole di CO2 particelle = n · NA

·1

·2

atomi di carbonio atomi di ossigeno

Esegui i calcoli Per calcolare le moli (n) di CO2, devi innanzitutto conoscere la massa molare (MM), che ottieni dalla massa molecolare relativa Mr aggiungendo la corretta unità di misura: Mr (CO2) = Ar(C) + 2 Ar(O) = 12,01 + 2 · 16,00 = 44,01 → MM = 44,01 g/mol 1

Puoi calcolare adesso le moli (n) di CO2 contenute in 10,0 g di sostanza: n=

m 10,0 g = = 0,227 mol di CO 2 MM 44,01g / mol

Ricavi quindi il numero di molecole di CO2, ovvero le particelle, presenti 10,0 g di sostanza: numero di particelle = n · NA = 0,227 mol · 6,022·1023 mol-1 = 1,37·1023 molecole di CO2

Calcola infine il numero di atomi di ciascun elemento, moltiplicando il numero di particelle rispettivamente per il pedice di C (cioè 1) e per il pedice di O (cioè 2): numero di atomi di C = 1,37·1023 · 1 = 1,37·1023 numero di atomi di O = 1,37·1023 · 2 = 2,74·1023

3.2 Formula chimica e composizione percentuale in massa La formula chimica ci permette di ricavare anche informazioni sulla massa dei singoli elementi, come per esempio la loro percentuale all’interno del composto, detta percentuale in massa. È possibile anche fare il contrario, ricavare cioè la formula chimica a partire dalla composizione percentuale in massa.

La percentuale in massa di un elemento (% X) in un composto è data dal rapporto tra la massa dell’elemento e la massa del composto, moltiplicato per cento. massa X nel composto %X= ⋅100 massa totale del composto Partendo dalla composizione percentuale in massa, possiamo ottenere sia la formula molecolare di un composto (per esempio C H O ) sia la sua formula minima (per esempio CH O). Nello Schema 3 sono visualizzati i passaggi necessari per passare dalla formula molecolare alla composizione percentuale e viceversa.

UNITÀ 6

156

La mole

3. RISOLVI CON LO SCHEMA Come si passa dalla formula molecolare alla composizione percentuale e viceversa?

A. Calcola la composizione percentuale dell’acido carbonico (H2CO3) a partire dalla sua formula molecolare; B. Calcola la formula minima del solfato di sodio (Na2SO4) a partire dalla sua composizione percentuale, cioè 32,37%, 22,57% e 45,06%. C. Come si passa dalla formula minima alla formula molecolare? A Conoscendo la formula molecolare è possibile calcolare direttamente la composizione percentuale in massa.

formula molecolare

formula minima

composizione percentuale in massa

B Dalla composizione percentuale non si può tornare direttamente alla formula molecolare: occorre prima calcolare la formula minima.

C La formula minima può coincidere o meno con la formula molecolare: nel caso in cui non coincida, occorre fare un ulteriore calcolo.

Esegui i calcoli →

A. Formula molecolare

Composizione %

1 Considera quanti atomi di ogni elemento ci sono nel composto; 2 Calcola la loro massa atomica; 3 Ricava la massa in una mole (e calcola la massa totale); 4 Calcola la percentuale dell’elemento, dividendo la sua massa per la massa totale. m ELEMENTO · 100 m TOTALE 2,02 g ⋅100 = 3,26% %H= 62,03 g

4. % ELEMENTO =

1. ATOMI

2. MASSA ATOMICA

3. MASSA IN UNA MOLE

H=2

2 · 1,01 u = 2,02 u

2,02 g

C=1

1 · 12,01 u = 12,01 u

12,01 g

%C=

12,01 g ⋅100 = 19,36% 62,03 g

O=3

3 · 16,00 u = 48,00 u

48,00 g

%O=

48,00 g ⋅100 = 77,38% 62,03 g

Massa totale 62,03 g B. Composizione %

→

Formula minima

1 Considera la percentuale di ogni elemento nel composto; 2 Ricava la massa di ogni elemento in 100 g di sostanza; 3 Calcola il numero di moli di ogni elemento; 4 Dividi le moli di ogni elemento per la quantità di sostanza più piccola ottenendo i pedici della formula minima. n ELEMENTO n PIÙ PICCOLE

ATOMI

1. % ELEMENTO

2. MASSA ELEMENTO IN 100 g DI SOSTANZA

32,37%

32,37 g

32,37 g =1, 408 mol 22,99 g/mol

1, 408 mol =2 0,704 mol

22,57%

22,57 g

22,57 g = 0,704 mol 32,07 g/mol

0,704 mol =1 0,704 mol

45,06%

45,06 g

45,06 g = 2,816 mol 16,00 g/mol

2,816 mol =4 0,704 mol

C. Formula minima

→

Formula molecolare

3. N (MOL) =

m ELEMENTO MM

4. INDICE =

✓ La formula minima della sostanza è Na2SO4.

· formula molecolare = formula minima: quando Mr della formula minima trovata coincide con Mr della molecola, ottenuta sperimentalmente (con lo spettrometro di massa). Per un esempio vedi esercizio svolto n° 86 nell’area operativa. · formula molecolare ≠ formula minima: quando Mr della formula minima trovata non coincide con Mr della molecola ottenuta sperimentalmente. In questo caso, per trovare la formula molecolare, bisogna calcolare il rapporto tra le due Mr e moltiplicare il valore ottenuto per gli indici della formula minima. Per un esempio, vedi esercizio svolto n. 92 nell’area operativa.

LEZIONE 3

Moli e formule chimiche

157

Chimica for the future

Allotropia: come la natura si organizza usando gli elementi Gli elementi della tavola periodica si possono combinare tra loro a formare molecole e composti con diverse proprietà chimiche e fisiche. I composti sono così descritti dalle formule chimiche che ne esprimono i rapporti molari indicando quante moli di ogni specie atomica sono presenti. Esistono però alcuni casi in cui alla stessa formula chimica corrispondono sostanze differenti: questo fenomeno prende il nome di allotropia. Le sostanze allotropiche hanno quindi la stessa formula chimica ma diverse strutture atomiche: gli elementi sono organizzati nello spazio in modo diverso. L’allotropia è un fenomeno comune in natura: molti elementi, tra cui il carbonio, l’ossigeno, lo zolfo e il fosforo, possono esistere in più forme allotropiche. Se prendiamo per esempio il carbonio, alla stessa formula chimica C corrispondono: • la grafite, struttura che nasce dalla sovrapposizione di strati monoatomici di atomi di carbonio disposti con simmetria esagonale, usata per la realizzazione delle mine delle matite o come lubrificante; • il diamante, struttura cristallina densa del carbonio (tra 3,50 e 3,55 g/cm a seconda del grado di purezza), noto per la durezza e la trasparenza, usato in gioielleria per realizzare utensili da taglio; • il fullerene, struttura complessa del carbonio che ne richiede almeno 60 atomi, organizzata in un reticolo fatto di esagoni e pentagoni disposti come in un pallone da calcio, utile per applicazioni in ambito medico e in elettronica. L’allotropia è influenzata da parametri termodinamici quali pressione, temperatura e presenza di impurezze. Un altro esempio che approfondiremo nelle pagine finali, è costituito dal fosforo che può presentarsi in quattro allotropi (bianco, rosso, viola e nero).

Mappa LA MOLE permette di interpretare

le formule chimiche i cui pedici dei simboli si leggono come

possono essere

molecolari

a volte possono coincidere con le

minime numero di atomi dei singoli elementi

numero di moli dei singoli elementi

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Che cosa indicano gli indici di una formula chimica? 2. Che cosa si intende per percentuale in massa di un elemento in un composto?

3. Osserva lo Schema 1: quanti atomi di idrogeno sono contenuti in 0,5 moli di H O? 4. Osserva lo Schema 3B. Come varierebbero le percentuali di Na, S e O se la formula del composto fosse Na SO ?

158

UNITÀ 6

La mole

AREA OPERATIVA acetone (CH3COCH3). Non avendo a disposizione una bilancia, sapresti indicare in quale contenitore si trova ognuno dei due liquidi? (Tieni presente: la densità delle due sostanze è praticamente identica)

LEZIONE 1 CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

1 Enuncia il concetto di mole secondo il Sistema Internazionale. 2 Quali sono le entità elementari presenti nella definizione di mole?

100 ml

3 A che cosa serve la mole?

50 ml

4 Quale grandezza fisica si misura in moli? 5 La massa molare coincide con la massa delle particelle espressa in u, perché? Quale vantaggio ne consegue? 6 Spiega perché le sostanze hanno diverse masse molari. 7 Che cos’è la costante di Avogadro? Qual è la sua unità di misura?

Analizza e interpreta

16 Analizza gli elementi e i composti qui riportati: pur contenendo lo stesso numero di particelle, la mole di ogni sostanza ha masse e proprietà fisiche diverse. Spiegane il motivo.

Concludi con il completamento corretto

8 Una molecola di fluoro elementare (F2) è formata da 2 atomi di fluoro. Di conseguenza, in una mole di molecole di fluoro vi sono: a. 2 atomi di fluoro b. 2 moli di atomi di fluoro c. 2 g di fluoro d. 6,022·1023 atomi di fluoro

idrogeno (H )

ammoniaca (NH )

carbonio (C)

cloruro di potassio (KCl)

LEZIONE 2 CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

Vero o falso?

17 Che cos’è la massa molare di una sostanza?

9 La mole viene usata per misurare la massa delle sostanze, in alternativa ai grammi.

V F

10 L’unità di misura della massa molecolare è “u”, quella della massa molare è g/mol.

18 Spiega la relazione che lega la quantità di sostanza alla sua massa.

V F

11 La costante di Avogadro è un numero puro, non ha unità di misura.

19 Quante sono le particelle contenute in una mole di qualsiasi sostanza?

V F

20 Spiega la relazione che lega la quantità di sostanza al numero di particelle.

Completa le frasi con il termine corretto

12 La ............................................................................. è l’unità di misura della quantità di sostanza. 13 La ............................................................................. di una sostanza molecolare è numericamente pari alla massa molecolare relativa.

21 Che volume occupa una mole di qualunque gas in condizioni normali? 22 Indica che cosa si ottiene se si moltiplica il volume molare per la quantità di sostanza di un gas. 23 Indica come si può ottenere la quantità di sostanza conoscendo il volume di un gas e il volume molare.

14 La ............................................................................. esprime il numero di particelle per mole di sostanza.

Vero o falso?

ABILITÀ E COMPETENZE

24 La massa molare permette di calcolare i grammi di una sostanza conoscendone le moli.

V F

25 Il numero di particelle e le moli di una sostanza sono direttamente proporzionali.

V F

26 Il volume molare converte le moli in massa

V F

Osserva e rifletti

15 I due becher illustrati in Figura contengono l’uno una mole di alcol etilico (CH3CH2OH), l’altro una mole di

Area operativa

Completa le frasi con il termine corretto

27 Il numero di moli si trova ............................................................ la massa per la massa molare. 28 A parità di numero di moli, due campioni di composti diversi hanno masse .............................................................. 29 Il .............................................................. è la costante di proporzionalità fra il volume di un gas e il numero di moli.

ABILITÀ E COMPETENZE Risolvi i problemi

159

43 Un campione di ammoniaca gassosa (NH3) è formato da 3,27 moli. Calcola la massa, il numero di molecole e il volume del campione in condizioni normali. 44 Il metano (CH4) è un gas che trova largo impiego come combustibile, per esempio viene usato in cucina per accendere i fornelli. Se per far bollire dell’acqua per cuocere la pasta si utilizzano 0,80 moli di metano, quanti grammi e quante molecole vengono consumate? E che volume occuperebbe questa quantità in condizioni normali?

30 Qual è la massa in grammi di 2,52·10–3 moli di fosforo bianco (P4), il tipo di fosforo elementare più reattivo e tossico? 31 Qual è la massa di 1,5 mol di anidride carbonica (CO2), un gas importantissimo nei processi vitali di piante e animali? 32 Calcola il numero di moli di un campione di carbonato di calcio (CaCO3), il principale costituente del calcare, avente massa pari a mezzo chilogrammo. 33 Quante moli sono contenute in 1 litro di acqua distillata? (Ricorda che d H2O = 1 g/mL) 34 Quante unità formula sono contenute in 5,00 mol di NaCl (sale da cucina)? 35 Lo zucchero presente nella frutta viene chiamato fruttosio (C6H12O6). Quante molecole sono presenti in 2,5·10–3 mol di fruttosio? 36 Il glucosio (un altro zucchero molto importante per gli esseri viventi) ha la stessa formula chimica del fruttosio. A quanti grammi corrispondono le moli dell’esercizio precedente? I grammi sono gli stessi sia per il glucosio sia per il fruttosio? Motiva la risposta. 37 A quante moli corrispondono 6,022·1025 molecole di ammoniaca (NH3), che viene usata tra le altre cose anche come detergente?

45 Calcola la massa in g di rame e di oro data da 1,8·1024 atomi di Cu e 7,5·1023 atomi di Au. Osserva i risultati e spiega perché avere più atomi non vuol dire necessariamente avere la massa maggiore. 46 Determina la massa molare e l’identità di un elemento, sapendo che 4,745·1021 atomi hanno una massa pari a 0,3158 g. 47 Osserva la Figura dell’esercizio 15. Sapendo che la densità delle due sostanze è pari a 0,79 g/mL, calcola a quanti mL corrispondono esattamente 1 mol di alcool etilico e 1 mol di acetone. 48 Un rubinetto difettoso perde in maniera costante 70 gocce al minuto: in un anno vengono sprecati ben 3000 litri di acqua. Quante molecole di acqua sono contenute in una singola goccia? (considera la densità dell’acqua pari a 1 g/mL)

38 Calcola la massa in grammi e il volume in condizioni normali di 3,45·1023 molecole di fosfina (PH3), un gas tossico di odore nauseante. 39 A quanti grammi corrispondono 7,5·1022 unità formula di NaOH (detta soda caustica)? 40 Un sottile filo di rame ha una massa pari a 60,5 mg. Calcola il numero degli atomi che formano il filo. 41 L’elio è un gas inerte che può essere usato per gonfiare i palloncini. Qual è il volume occupato in condizioni normali da 200 g di He? E quanti sono gli atomi di He? 42 In un recipiente sono contenuti 1,5 L di O2 in condizioni normali. Qual è la massa di ossigeno presente? E quante sono le molecole di O2?

49 L’aria che respiriamo è una miscela costituita da vari gas. Su 100 grammi di aria abbiamo la seguente composizione: 75,37 g di N2 − 23,1 g di O2 − 1,41 g di Ar (i restanti 0,12 g sono altri gas presenti ciascuno in piccole quantità). Se in una stanza sono contenuti 50 kg di aria, quante particelle di N2, O2 e Ar sono presenti? E che volume occuperebbe ciascuno di questi gas in condizioni normali?

160

UNITÀ 6

La mole

50 Nella Tabella sono riportati i dati relativi ad alcune sostanze. Ritieni che sia possibile ottenere tutti i dati mancanti a partire dalle informazioni a disposizione? In caso affermativo, completa la tabella eseguendo i calcoli opportuni. m (g)

n (mol)

Ar / Mr (u)

MM (g/mol)

NUM. PART.

15,6 g

…

NaCl

…

58,44 u

…

CuO

…

0,512 mol

…

LEZIONE 3 CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

51 Qual è il significato degli indici in una formula chimica?

60 Il numero di moli di atomi di carbonio è maggiore in: a.

1,9 mol C2H2

1,3 mol C3H6

6,022·1023 molecole di C4H10

100 g di CO2

Vero o falso?

61 La formula molecolare di un composto esprime sempre il rapporto minimo di combinazione tra gli atomi.

V F

62 Dalla formula molecolare è possibile ricavare la composizione percentuale di qualunque sostanza.

V F

63 I pedici di una formula chimica indicano le moli di ciascun elemento presenti in una mole del composto.

V F

Completa le frasi con il termine corretto

64 Un campione di H3PO4 contenente 6 mol di atomi di idrogeno è formato da .............................................................. mol del composto. 52 Spiega la relazione fra un numero di atomi in una molecola e numero di moli degli elementi nella mole di una sostanza. 53 Spiega in che modo una formula chimica fornisce informazioni sulle masse degli elementi. 54 Si può ricavare la formula chimica di un composto conoscendo il numero di moli degli elementi che lo compongono?

65 La formula .............................................................. e la formula .............................................................. possono coincidere, ma non sempre ciò accade. 66 La percentuale in massa degli .................................................. di un composto si può calcolare conoscendo la formula chimica.

ABILITÀ E COMPETENZE Rifletti e rispondi

55 Che cos’è la «percentuale in massa» di un elemento in un composto?

67 In un composto ternario si hanno a disposizione le percentuali in massa di due soli elementi. È possibile determinare la formula minima? Come?

56 Che cos’è la «formula minima» di un composto? Quale dato sperimentale è utile per determinarla?

Osserva e rifletti

57 Quali sono i passaggi necessari per il calcolo della formula minima? 58 Come si determina la formula molecolare? Coincide sempre con la formula minima?

68 Nei grafici in Figura sono rappresentate le composizioni percentuali del diossido di azoto (NO2) e del diossido di zolfo (SO2). Perché, nonostante entrambe le molecole contengano due atomi di ossigeno, la sua percentuale in massa è più alta in NO2? NO

Concludi con il completamento corretto

59 Il numero di atomi di ossigeno presenti in una mole di H2SO4 è: 24

2,409·10

6,022·1023

Ossigeno 69,55%

Azoto 30,45%

Ossigeno 50% Zolfo 50%

Area operativa

Risolvi i problemi

69 Quanti atomi di H sono contenuti in 0,25 moli di H2CO3? 70 Determina la massa in grammi di acido cromico (H2CrO4) in cui sono contenute 1,22 moli di atomi di ossigeno. 71 Quanti atomi di C e di H sono contenuti in 15 g di propano (C3H8), uno dei componenti del GPL? 72 Il bicarbonato di sodio è un digestivo usato per contrastare l’acidità di stomaco. La sua formula è NaHCO3. Se in una compressa sono contenuti 1,075·1022 atomi di O, quanti g di bicarbonato di sodio sono presenti nella compressa?

161

80 Calcola la massa dell’azoto contenuto in 45,78 g di nitrato di ammonio (NH4NO3), un fertilizzante di largo impiego. 81 Quante moli di atomi di fluoro vi sono in 2,25 g di tetrafluoroetene (C2F4), la materia prima da cui si ottiene il teflon? 82 Nelle immagini qui sotto puoi osservare il glucosio e il ribosio, due molecole le cui formule molecolari sono rispettivamente C6H12O6 e C5H10O5. Avendo un aspetto molto simile, non si riesce a distinguere qual è il glucosio e qual è il ribosio.

73 Calcola la composizione percentuale del metano (CH4), un gas usato come combustibile. 74 Calcola la composizione percentuale dell’idrossido di sodio (NaOH), noto con il nome di soda caustica. 75 Qual è la composizione percentuale del carbonato di sodio (Na2CO3), commercialmente noto con il nome di soda? 76 Calcola la composizione percentuale del solfato di sodio (Na2SO4), una sostanza molto usata nella produzione di detergenti. 77 Calcola la composizione percentuale del diossido di azoto (NO2), un gas di colore rosso scuro usato nell’industria chimica. Per trasportarlo viene liquefatto ad alte pressioni e si trasforma parzialmente in tetraossido di diazoto (N2O4), un gas incolore: la sua composizione chimica cambia oppure no? Motiva la risposta. 78 Chi tra ossido di magnesio (MgO) e ossido di calcio (CaO) contiene una maggiore percentuale di ossigeno? Motiva la risposta. 79 Calcola la composizione percentuale di MgO e CaO per confermare la risposta data nell’esercizio precedente.

Per individuarli con sicurezza, è possibile utilizzare lo strumento che misura la composizione percentuale dei singoli elementi nei composti? Rispondi dapprima senza fare i calcoli, poi trova l’esatta composizione % di entrambi per confermare la tua risposta. 83 Determina la percentuale in massa di acqua nel solfato di rame pentaidrato (CuSO4 · 5H2O), solido azzurro cristallino, usato come fungicida in viticoltura. Suggerimento: osserva che in una mole di CuSO4 · 5H2O vi sono 5 moli di acqua. 84 L’aspartame, un dolcificante sintetico, ha formula molecolare C14H18N2O5. Calcola: a. il numero di moli dell’aspartame, del carbonio e dell’azoto presenti in 30,8 g di aspartame; b. la percentuale in massa di carbonio e di azoto nell’aspartame.

ESERCIZIO SVOLTO 85 Calcola la formula molecolare di una sostanza incognita sapendo che la sua composizione % è: C = 27,3%; O = 72,7%. È inoltre noto il valore (ricavato sperimentalmente) della massa molecolare, che è pari a 44,01 u. Dati • composizione % di C 27,3; • composizione % di O 72,7. Svolgimento 1 in 100 g di sostanza avrò quindi 27,3 g C e 72,7 g O 2 Calcolo la quantità di sostanza (moli)

m MM

27,3 g = 2,28 mol di C 12 g/mol

72,7 g = 4,54 mol di O 16 g/mol

3 Divido per il più piccolo quantitativo di moli C:

2,28 =1 2,28

4,54 =2 2,28

da cui si ricava la formula minima = CO2 Risultato La massa della formula minima è: 12,01 u + 2 · 16,00 u = 44,01 u e coincide con la massa molecolare calcolata sperimentalmente. Quindi formula minima e formula molecolare coincidono.

162

UNITÀ 6

La mole

86 Ferro e ossigeno possono unirsi in vari modi per formare differenti composti, chiamati (in generale) ossidi di ferro. Le provette A e B contengono due tra questi ossidi di ferro e le analisi sulla loro composizione percentuale hanno dato i seguenti risultati: a. Fe: 77,73%, O: 22,27% b. Fe: 69,94%, O: 30,06%

In base a queste percentuali, quali sono le formule minime dei due ossidi? 87 La molecola dell’acetone, il solvente usato per eliminare lo smalto delle unghie, è costituita da atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno. Sapendo che la massa molecolare di questo composto è 58,08 u e che un suo campione di massa 12,279 g contiene 7,6180 g di carbonio e 1,2785 g di idrogeno, calcolane la formula minima e la formula molecolare.

88 Il cloruro mercuroso, noto anche con il nome di calomelano, è un solido bianco inodore e ha massa molecolare relativa pari a 473,88. La sua composizione percentuale è: 84,98% mercurio e il restante 15,02% cloro. Calcola la formula minima e la formula molecolare di tale composto. 89 L’acido acetico, a cui si deve il gusto caratteristico dell’aceto, ha la massa molecolare pari a 60,053 u ed è formato dal 40,00% di carbonio, dal 6,71% di idrogeno e dal 53,29% di ossigeno. Calcola la formula minima e la formula molecolare di tale acido. 90 L’esametilendiammina, largamente utilizzata nella produzione del nylon, è formata dal 62,01% di carbonio, dal 13,88% di idrogeno e dal 24,11% di azoto e ha la massa molecolare relativa pari a 116,21. Calcolane la formula minima e la formula molecolare. 91 L’acido succinico è una sostanza presente nel vino, il suo derivato (succinato) è fondamentale nel ciclo di Krebs. È formato da carbonio (40,68%), idrogeno (5,12%) e per il resto da ossigeno; la sua massa molare è pari a 118,089 g/mol. Calcolane la formula minima e la formula molecolare.

ESERCIZIO SVOLTO 92 Calcola la formula molecolare di una sostanza incognita sapendo che la sua composizione % è: C = 40,0%; H = 6,67% O = 53,33%. È inoltre noto il valore (ricavato sperimentalmente) della massa relativa della molecola, che è pari a 180,18.

Svolgimento 1 In 100 g di sostanza avrò quindi: 40,0 g C, 6,67 g H, 53,33 g O

40,0 g = 3,33 mol di C 12,01 g/mol 6,67 g = 6,60 mol di H 1,01 g/mol 53,33 g = 3,33 mol di O 16 g/mol

C: 3,33 =1 3,33

H: 6,60 = 2 3,33

O: 3,33 =1 3,33

da cui si ricava la formula minima = CH2O 4 La massa relativa della formula minima è: 12,01 + 2 · 1,01 + 16,00 = 30,03 e, in questo caso, non coincide con la massa molecolare relativa ricavata sperimentalmente. Quindi è necessario calcolare il rapporto tra massa sperimentale e massa della formula minima.

Dati • composizione % di C 40,0; • composizione % di H 6,67; • composizione % di O 53,33.

2 Calcolo la quantità di sostanza (moli) n =

3 Divido per il più piccolo quantitativo di moli

m MM

180,12 =6 30,02

Risultato Per ottenere la formula molecolare, i pedici della formula minima vanno moltiplicati per tale rapporto. CH2O formula minima

×6

C6H12O6 formula molecolare

In questo modo, abbiamo ottenuto la formula molecolare del glucosio.

Area operativa

163

ESERCIZIO SVOLTO 93 Calcola la formula minima di un composto avente la seguente composizione percentuale: potassio (K) 26,58%, cromo (Cr) 35,35% e ossigeno (O) 38,07%. Proviamo ad applicare il procedimento già visto nell’esercizio svolto dopo l’esercizio n° 86.

4 In questo caso però notiamo che non tutti i numeri ottenuti sono interi (e, per definizione, i pedici di una formula chimica devono esserlo). Per risolvere il problema bisogna moltiplicare i risultati ottenuti per il numero intero più piccolo possibile, in maniera da avere tutti i pedici finali interi!

Dati • composizione % di K 26,58; • composizione % di Cr 35,35; • composizione % di O 38,07.

Risultato Nel nostro caso l’ossigeno ci obbliga a moltiplicare tutto per 2, ottenendo la vera formula minima: K : 1,00

Svolgimento 1 In 100 g di sostanza avrò quindi: 26,58 g K 35,35 g Cr 38,0 g O

Cr : 1,00

2 Calcolo la quantità di sostanza (moli) n =

m MM

O : 3,50

×2 ×2 ×2

2,00 2,00

formula minima

K2Cr2O7

7,00

26,58 g = 0,680 mol di K 39,9 g/mol 35,5 g = 0,608 mol di Cr 52,0 g/mol 38,07 g = 2,38 mol di O 16 g/mol

3 Divido per il più piccolo quantitativo di moli K:

0,680 =1 0,680

Cr:

0,680 =1 0,680

2,38 = 3,5 0,680

da cui si ricava la formula minima = K 1 Cr 1 O 3,5

94 Calcola la formula minima e la formula molecolare di un composto avente massa molecolare pari a 76,02 u e la seguente composizione percentuale: azoto 36,86% e ossigeno 63,14%. 95 Calcola la formula minima di un composto avente la seguente composizione percentuale: sodio 29,08%, zolfo 40,56% e ossigeno 30,36%. 96 Calcola la formula minima e la formula molecolare di un composto avente massa molecolare pari a 92,09 u e la seguente composizione percentuale: carbonio 39,12%, idrogeno 8,76% e ossigeno 52,12%. 97 Calcola la formula minima e la formula molecolare di un composto avente massa molecolare pari a 283,89 u e la seguente composizione percentuale: fosforo 43,64%, ossigeno 56,36%.

Il K2Cr2O7 (dicromato di potassio) è un sale color arancio.

Chemistry in English Complete the sentences with the correct terms

6,022⋅1023 • elementary entities • molar volume (Mv) • molar mass (MM) 98 In the old definition, the mole is the amount of substance of a system which contains as many ................ .............................................. as there are atoms in 0.012 kg of carbon-12. 99 The Avogadro constant is .......................................................... mol−1 and it’s the number of particles of any kind per mole of substance. 100 The .............................................................. of a compound or element is the mass per mole of substance. 101 The volume of one mole of gas at a given pressure and temperature is called ..............................................................

164

UNITÀ 6

La mole

Chimica strategies CON L’INTELLIGENZA ARTIFICIALE

RISORSE DIGITALI

Premessa È possibile calcolare il numero di molecole di acqua contenute negli oceani, nei mari e nelle acque dolci? Metti alla prova le tue capacità elaborative e confronta i tuoi risultati con le risposte date dal chatbot. Ecco come procedere.

A. Videolezione

Prova prima tu • Fai una ricerca su Internet per conoscere il volume totale delle acque superficiali e la densità media delle acque oceaniche. • Fai un’ipotesi di lavoro per il calcolo delle molecole d’acqua. Usa l’Intelligenza Artificiale Chiedi al chatbot di fare lo stesso calcolo. • Confronta i tuoi risultati con quelli forniti dall’Intelligenza Artificiale e verifica che non ci siano incongruenze. Facendo una breve ricerca, ti accorgerai che il numero di molecole supera di 23 ordini di grandezza la nostra distanza in km dai confini dell’universo.

VIDEO Ripassa i concetti chiave

VIDEO Il concetto di mole

Vuoi verificare che un numero di Avogadro di atomi di carbonio ha massa molare pari a 12 g? Utilizza una calcolatrice scientifica online, ad esempio quella di calcuworld.com. Per calcolare il risultato di 12,01 (massa atomica del carbonio) x 6,022.1023 (numero di Avogadro), inserisci il valore di 12,01 come numero base e 6,022.10 come esponente. Ripeti la stessa procedura con la massa atomica del cloro e del sodio.

B. Videolezione VIDEO Gli errori più comuni sulla mole

Attenzione! Il chatbot è un software che simula, non sostituisce l’intelligenza umana. Può capitare che i calcoli siano errati. Nel caso, chiedi all’Intelligenza Artificiale di rifare i conti: quasi sempre restituirà la risposta corretta.

Se hai seguito con attenzione quanto viene presentato nel video, avrai ascoltato che la mole misura una quantità di sostanza che rimane invariata anche se si modifica il pianeta su cui viene calcolata. Apri una discussione in proposito su Kialo con i tuoi compagni, per trovare la spiegazione più semplice che possa convincere anche gli studenti più dubbiosi.

CHIMICA FOR THE FUTURE

IMPARA AD ARGOMENTARE

Le sostanze allotropiche

La mole di un elemento solido e di uno gassoso Gli elementi gassosi della tavola periodica, a eccezione dei gas nobili, tendono a formare molecole biatomiche. Così H2, N2, O2, F2, Cl2 e a temperature poco più elevate anche Br2 e I2 sono la forma molecolare elementare dei principali gas. La stessa cosa non avviene nel caso degli elementi solidi in cui la forma elementare è quella atomica semplice. Prova a descrivere analogie e differenze nella mole di un elemento solido e di uno gassoso.

1 Che cos’è l’allotropia e in che modo è collegata alle diverse strutture atomiche delle sostanze? 2 Fornisci alcuni esempi di sostanze allotropiche specificando come differiscano tra loro in termini di struttura e applicazioni. 3 L’allotropia si verifica quando le sostanze hanno la stessa formula chimica, ma diverse strutture atomiche.

V F

4 Quali sono alcuni dei parametri termodinamici che influenzano l’allotropia delle sostanze? a. Pressione e temperatura b. Colore e densità c. Peso atomico e punto di fusione d. Grado di purezza e luminosità 5 Quanti atomi di carbonio sono necessari per formare la struttura complessa chiamata fullerene?

1. Comincia con

introdurre il concetto di mole di una sostanza.

2. Descrivi

come per i gas biatomici il peso molare non coincida con il peso atomico in grammi.

3. Spiega perché

il numero di atomi in una mole di solido sia diverso da quello in una mole di un gas biatomico ragionando sulla valenza del numero di Avogadro nei due sistemi.

4. Concludi

osservando come le differenze emerse nel confronto siano limitate ai gas biatomici; per i gas nobili invece…

Area operativa

165

Chimica in lab Sabbia, stelle e molecole Come già sai, la costante di Avogadro, pari a 6,022⋅10 mol , esprime il numero di particelle presente nella mole di qualsiasi sostanza: per esempio nella mole di un composto molecolare vi sono 6,022⋅10 molecole, numero gigantesco e difficile da immaginare. Numeri così grandi sono tipici solo del mondo delle particelle submicroscopiche o si possono incontrare anche nella realtà macroscopica, oggetto della nostra esperienza quotidiana? Se pensiamo a corpi presenti in gran numero sulla superficie terrestre, probabilmente ci verranno in mente i granelli di sabbia. Già in una sola spiaggia sono numerosissimi: quanti mai saranno in tutte le coste sabbiose e nelle dune dei deserti del nostro pianeta? Viene da rispondere: innumerevoli, ma in realtà non è così; i granelli sono semplicemente tantissimi e difficili da contare. Eppure stime del loro numero fatte da geologi specializzati (i geomorfologisti delle coste) esistono. In un articolo apparso in una rivista neozelandese sono riportati i dati raccolti nella tabella che segue.

LUNGHEZZA TOTALE DELLE COSTE TERRESTRI

PERCENTUALE DELLE COSTE SABBIOSE

AMPIEZZA MEDIA DELLE SPIAGGE

SPESSORE MEDIO DELLE SPIAGGE

NUMERO DI GRANELLI (DIAMETRO MEDIO 0,5 mm) IN 1 cm3 DI SABBIA

1 000 000 km

36%

50 m

8000

Da questi dati è abbastanza semplice calcolare il numero complessivo dei granelli delle spiagge del pianeta; per tenere conto delle sabbie dei deserti, questo numero va moltiplicato per tre. Inoltre, siccome il diametro medio dei granelli di sabbia potrebbe essere minore di 0,5 mm, conviene moltiplicare di nuovo per tre. A questo punto abbiamo una ragionevole stima del numero totale dei granelli di sabbia della Terra. Altri corpi che esistono in numero strabiliante sono le stelle, riunite quasi totalmente nelle galassie. Nell’articolo sopra citato, l’astronomo Glen Mackie dell’Università di Melbourne afferma che la nostra galassia contiene circa 400 miliardi di stelle e che le galassie dell’Universo (sulla

RISPONDI ALLE DOMANDE

1. Utilizzando i dati della tabella e applicando un fattore moltiplicativo pari a 9, calcola il numero di granelli di sabbia della Terra e confrontalo con la costante di Avogadro. Sono in maggior numero le molecole o i granelli di sabbia? ��

2. Calcola sulla base dei dati di Glen Mackie il numero complessivo di stelle dell’Universo e confrontalo con la costante di Avogadro. Sono in maggior numero le molecole o le stelle? ��

3. Calcola gli estremi inferiore e superiore dell’intervallo che comprende il numero complessivo di stelle dell’Universo,

base delle osservazioni effettuate con il telescopio spaziale Hubble) sono approssimativamente 130 miliardi. Se si ammette che la nostra galassia contenga un numero di stelle mediamente valido su scala universale, basta moltiplicare fra loro questi valori per ottenere il numero totale delle stelle dell’Universo. Altri studi recenti sono più prudenti e si limitano a riportare intervalli di valori: da 100 a 1000 miliardi di stelle per galassia da 100 a 1000 miliardi di galassie nell’Universo Da questi dati, si può ricavare una stima dell’intervallo entro cui cade probabilmente il numero complessivo di stelle.

confronta tali valori con la costante di Avogadro e commenta i risultati del confronto. ��

4. Prendendo in considerazione le approssimazioni introdotte nel calcolo dei numeri dei granelli di sabbia e delle stelle, pensi che tali valori abbiano la stessa validità della costante di Avogadro? Per rispondere, tieni presente che il valore sperimentale della costante di Avogadro, riportato con tutte le sue cifre, è pari a 6,02214179⋅1023 mol−1: ha quindi ben nove cifre significative. ��

166

UNITÀ 6

La mole

Chimica for the future Gli allotropi del fosforo Forme diverse dello stesso elemento

RICERCA SOSTENIBILITÀ

Il fosforo è un elemento chimico che esiste in diversi allotropi, ossia forme diverse dello stesso elemento, ma con strutture atomiche e proprietà fisiche e chimiche diverse. I quattro allotropi principali del fosforo hanno, oltre a specifiche caratteristiche spiegate poco sotto, quattro colori differenti che li contraddistinguono: bianco, rosso, viola e nero.

Il fosforo bianco È la forma più comune e stabile del fosforo a temperatura ambiente ed è costituito da molecole di P . Ha una struttura molecolare tetraedrica in cui quattro atomi di fosforo sono legati insieme a formare una molecola P . Il fosforo bianco è una sostanza cerosa, trasparente o giallastra, che emette una luce debole quando è esposta all’aria, a causa dell’ossidazione spontanea. È altamente infiammabile e può causare gravi ustioni se entra in contatto con la pelle. Il fosforo bianco è anche utilizzato come arma chimica in bombe incendiarie seppure questo suo utilizzo sia vietato da tutte le Convenzioni internazionali.

Il fosforo rosso È una forma amorfa del fosforo che non esiste in natura, ma è ottenuta a partire dal fosforo bianco riscaldandolo, in assenza di aria, a 260 °C per lungo tempo. La differenza principale tra il fosforo bianco e il fosforo rosso è nella struttura: quella del fosforo bianco come detto prima è cristallina tetraedrica, mentre il fosforo rosso è amorfo e questa caratteristica lo rende meno reattivo e meno tossico rispetto a quello bianco. Il fosforo rosso viene impiegato nella produzione di fiammiferi, nell’industria pirotecnica (anche per i razzi a mano), come agente disossidante nella lavorazione di bronzi e specifiche leghe d’acciaio, nonché nella creazione di vari composti fosforati. Trova inoltre impiego nella sintesi di numerosi narcotici, come la metanfetamina, il che spiega perché molte droghe in forma cristallina possono assumere tonalità brunastre o rossastre.

FOTO

Area operativa

167

Il fosforo viola È una forma metastabile del fosforo che si forma quando il fosforo bianco viene riscaldato a temperature e pressioni elevate. È conosciuto anche come “Fosforo metallico di Hittorf” in quanto venne creato per la prima volta nel 1865 da Johann Wilhelm Hittorf che riscaldò a 530°C una certa quantità di fosforo rosso all’interno di un tubo sigillato in cui la parte superiore era invece mantenuta a 444°C. Ha una struttura cristallina simile a quella del fosforo bianco, ma la sua struttura esatta è ancora questione di discussione scientifica, poiché, come detto sopra, si presenta in una forma metastabile. Questa forma di fosforo risulta più densa e meno reattiva di quella bianca.

Il fosforo nero Il fosforo nero è una delle forme più stabili del fosforo e ha una struttura a strati. Viene ottenuto attraverso un lungo riscaldamento a 250°C e a pressioni molto elevate del fosforo bianco. È nero, opaco e non è tossico: è un semiconduttore e trova quindi applicazioni nella tecnologia per la costruzione di componenti elettroniche. Per via della sua struttura e delle sue caratteristiche potrebbe diventare in futuro un’alternativa al silicio come materiale per la produzione di transistor e altri elementi elettronici.

Proposte di lavoro Il fosforo ha una vasta gamma di utilizzi: dall’industria alimentare, a quella dell’acciaio, dalla medicina alla tecnologia. • Dividetevi in gruppi e fate una ricerca scegliendo un argomento per gruppo tra questi: produzione di fertilizzanti, industria alimentare, elettronica e semiconduttori, detergenti e prodotti per la pulizia, medicina, pirotecnica e luci, industria militare. • Riassumete il risultato della vostra ricerca in un foglio A4 con una mappa concettuale. Raccogliete tutte le mappe e create così un cartellone.

Marco Caricato Valentina Versiglio

SECONDO BIENNIO

Ragiona con lo schema Chimica for the future Orientamento STEM Intelligenza Artificiale e Laboratorio

FOR THE FUTURE

UNITÀ

LEZIONE 1

IL SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

La struttura della tavola periodica

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]. Grazie a questa osservazione, Mendeleev riuscì a prevedere l’esistenza e le proprietà di sei elementi che non erano ancora stati scoperti, come per esempio il gallio [Fig. 2]. Gruppe I – RO

Gruppe II – RO

Gruppe III – RO

Gruppe IV RH RO

Gruppe V RH RO

Gruppe VI RH RO

Gruppe VII RH RO

1 2 3 4

H=1 Li = 7 Na = 23 K = 39

5 6

(Cu = 63) Zn = 65 Rb = 85 Sr = 87

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 – = 100 Rh = 104 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 –

(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

Gruppe VIII – RO

Mendeleev suddivise il sistema periodico in 8 gruppi (le colonne, a sviluppo verticale) e in 12 serie (le righe, a sviluppo orizzontale) e riscontrò che la periodicità del sistema era dovuta a due peculiarità: • gli elementi della stessa serie avevano un carattere metallico decrescente e un carattere non metallico crescente da sinistra verso destra; • gli elementi dello stesso gruppo formavano con l’ossigeno composti con formula chimica simile.

Chem word Elemento | Element dal latino elementum (di origine incerta), con cui i Latini rendevano i vari significati del greco stoikheîon «principio, rudimento, lettera dell’alfabeto»

Figura 1 La versione del 1871 della tavola periodica di Mendeleev.

Figura 2 L’esistenza del gallio, uno dei componenti dei diodi a LED, era stata prevista da Mendeleev, che aveva lasciato un posto vuoto accanto allo zinco.

LEZIONE 1

La struttura della tavola periodica

Dal 1894 al 1898 furono scoperti i gas nobili, che vennero aggiunti alla tavola periodica nel 1899 dal chimico ceco Bohuslav Brauner, il quale raggruppò anche gli elementi conosciuti come lantanidi (oggi denominati lantanoidi). Successivamente, nel 1913, il fisico inglese Moseley intuì che bisognava ordinare gli elementi in base al numero atomico, e non alla massa atomica. Ciò permise di risolvere situazioni dubbie, come quella del nichel e del cobalto che, per le loro proprietà fisiche e chimiche, trovano la giusta collocazione nella tavola in base al numero atomico e non alla massa atomica. Si arrivò così a formulare la legge della periodicità, caratteristica fondante della tavola periodica.

La legge della periodicità afferma che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo il loro numero atomico. 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.

1.1 La moderna tavola periodica degli elementi Analizziamo le principali caratteristiche della versione moderna della tavola periodica [Fig. 3]. • 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

Elementi rappresentativi

Gli elementi di transizione, rispetto agli elementi rappresentativi, sono numero molto più simili tra loro e gli elementi del gruppo di transizione interna si somigliano ancora di più.

IA 1 1 2

Periodo

3 4 5 6 7

1 3

H Li

IIA 2

Gruppo

Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB

La * Hf

Ac * Rf 89 * 104

105

106

Bh Hs Mt Ds

107

IIIA IVA 13 14 5

108

109

110

IB 11

111

IIB Al 12 13

C Si

Zn Ga Ge

Au Hg

Gli elementi rappresentativi comprendono metalli e non metalli con proprietà che variano in modo regolare lungo i periodi: in essi la legge della periodicità è molto evidente. VIIIA 18

VIIIB

Cr Mn Fe

Nb Mo Tc

56 88

Elementi rappresentativi

Elementi di transizione

VIDEO Gli elementi della tavola periodica: alcuni esempi

Cn Nh

112

113

114

VA 15 7

N P

115

VIA VIIA He 16 17 2 8

O S

116

117

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 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Attinoidi interna * * 90

100

101

102

103

Figura 3 La moderna tavola periodica.

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

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.

Chimica for the future

Terre rare in Europa e green economy Con la dicitura “terre rare” si classificano i 17 elementi della tavola periodica che hanno numero atomico 21, 39 e dal 57 al 71. Conosciamo questi elementi con il nome di Scandio (n.a. 21), Ittrio (n.a. 39) e Lantanoidi (n.a. da 57 a 71).

Perché sono definite “rare”? Le terre rare non si chiamano così perché sono poco presenti sul nostro pianeta. Sono considerate rare semplicemente perché è difficile identificare ed estrarre l’elemento dal minerale in cui si trova.

La scoperta delle terre rare risale al 1787, quando in una cava di un villaggio svedese fu trovato il minerale gadolinite, all’epoca denominato itterbite. Da questo minerale venne estratto un ossido di un metallo sconosciuto, che fu chiamato itteria e successivamente diventò l’attuale Ittrio. Dal 1839 fino agli inizi del Novecento vennero pian piano scoperti tutti gli altri 16 elementi.

Quali sono le zone del pianeta più ricche di terre rare? Fino al 1950 circa le zone più ricche erano Brasile e India; negli anni seguenti furono scoperti giacimenti minerari in Sudafrica, che diventò la principale fonte di terre rare del pianeta. A partire dal 1985 si è invece imposta la Cina, con una produzione pari al 95% del mercato mondiale.

LEZIONE 1

La struttura della tavola periodica

Dal 2020 la ricerca di fonti di terre rare ci ha riportati in Europa, e più precisamente in Svezia. Nella regione settentrionale di Kiruna, nella Lapponia svedese, verso la fine del 2022 è stato infatti scoperto il più grande giacimento europeo (circa un milione di tonnellate).

A cosa servono le terre rare? Molte tecnologie moderne si basano sull’impiego di questi elementi. Troviamo le terre rare, per esempio, nella componentistica di computer, tablet e smartphone, turbine eoliche, droni. Ciascun tipo di terra rara ha una funzione specifica, indispensabile per produrre questi materiali ad alta tecnologia. Approfondiremo l’impiego delle terre rare in ambito tecnologico, con importanti implicazioni nell’ottica della green economy che mira allo sviluppo economico sostenibile, nella scheda di fine Unità.

Mappa TAVOLA PERIODICA di

Mendeleev composta da 63 elementi

moderna composta da 118 elementi

aveva gli elementi

ha gli elementi

ordinati per massa atomica crescente

ordinati per numero atomico crescente

suddivisi in

8 gruppi

12 serie

18 gruppi

7 periodi

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Secondo Mendeleev, in base a quale grandezza sono ordinati gli elementi nella tavola periodica? 2. Come si chiamano gli elementi dei primi due gruppi A?

3. Osserva la Figura 1. Come è suddivisa la tavola di Mendeleev? 4. Osserva la Figura 3. Come si chiamano gli elementi che occupano i gruppi B della tavola periodica moderna?

UNITÀ 11

LEZIONE 2

Il sistema periodico degli elementi

Elettroni e tavola periodica

Il moderno sistema periodico degli elementi, che li vede sistemati in funzione del numero atomico crescente, è stato costruito tenendo conto delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi individuate nel tempo per via sperimentale. La struttura della tavola periodica può tuttavia essere giustificata anche in base alle configurazioni elettroniche degli atomi dei diversi elementi, configurazioni che si ripropongono secondo una regolarità periodica e che si possono organizzare secondo alcuni precisi blocchi di elementi [Fig. 1].

2.1 I blocchi della tavola periodica

Carbonio

Considerando le configurazioni elettroniche degli elementi, la tavola periodica può essere suddivisa in quattro grandi blocchi, ognuno dei quali è riconducibile al riempimento progressivo di uno specifico sottolivello [Fig. 2].

6 protoni 6 neutroni 6 elettroni

Figura 1 La configurazione elettronica del carbonio è: 1s2 2s2 2s2.

Ricordando i colori degli orbitali visti nell’unità precedente avremo: • blocco s, in cui l’ultimo sottolivello possiede ℓ = 0; • blocco p, in cui l’ultimo sottolivello possiede ℓ = 1; • blocco d, in cui l’ultimo sottolivello possiede ℓ = 2; • blocco f, in cui l’ultimo sottolivello possiede ℓ = 3. Il blocco s è formato dagli elementi i cui elettroni esterni vanno a occupare progressivamente un sottolivello s, vale a dire l’idrogeno, l’elio, i metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi.

IA 1 1 2

Periodo

3 4 5 6 7

IIA 2

VIIIA 18

blocco s

IIIA IVA 13 14

blocco p blocco d Gruppo IIIB IVB 3 4

La * Hf

Ac * Rf * 104

VB 5 23

105

VIIIB

VIB VIIB 6 7

106

107

108

109

110

IB 11

111

IIB 12

112

113

114

VA 15

115

VIA VIIA He 17 2 16

116

117

118

blocco f serie dei lantanoidi * Ce 58

serie degli attinoidi ** 90Th

Fig. 2 I blocchi della tavola periodica.

100

101

102

103

LEZIONE 2

Elettroni e tavola periodica

Il blocco p comprende gli elementi nei quali gli elettroni esterni che progressivamente si aggiungono lungo il periodo si collocano in un sottolivello p; si tratta dei sei gruppi collocati a destra nella tavola periodica, elio escluso. Hanno proprietà che variano marcatamente lungo il periodo, e che sono connotate dal numero di elettroni di valenza dell’ultimo livello (sottolivelli s + p). Il blocco d, presente a partire dal quarto periodo, è costituito dagli elementi di transizione (tra il blocco s e il blocco p) nei quali, al crescere del numero atomico, gli elettroni che si aggiungono per ultimi occupano un sottolivello d interno. Diversi tra loro per configurazione interna e accomunati da una configurazione elettronica di valenza simile, questi elementi mostrano proprietà chimiche simili. Il blocco f è composto dagli elementi di transizione interna, in cui gli elettroni che vanno ad aggiungersi nel progressivo riempimento degli orbitali degli elementi del 6° e del 7° periodo si collocano in un sottolivello f interno (il 4f per i lantanoidi e il 5f per gli attinoidi). Le proprietà chimiche di questi elementi sono assai simili, in quanto la loro struttura elettronica differisce esclusivamente in un sottolivello f, ancora più interno rispetto al sottolivello d.

2.2 Gli elettroni di valenza e la tavola periodica La configurazione elettronica esterna di un elemento corrisponde al numero di elettroni presenti sul livello energetico più esterno (elettroni di valenza), perciò gli elementi che appartengono a uno stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza. La configurazione elettronica esterna completa ns np prevede un totale di otto elettroni di valenza e corrisponde a quella dei gas nobili (VIIIA) [Fig. 3]. A questo punto, conoscendo il numero atomico di un elemento e consultando la tavola periodica, possiamo stabilire: • qual è l’ultimo orbitale del livello energetico più esterno e quanti elettroni sono presenti su di esso; • quanti sono gli elettroni di valenza (osservando a quale gruppo appartiene l’elemento).

Configurazione esterna degli elementi di un gruppo Esaminando con attenzione l’organizzazione della tavola periodica, possiamo rilevare che: • il numero del periodo coincide con il numero quantico principale n del livello più esterno. Per esempio il bromo, il cui livello più esterno è n = 4, si trova nel quarto periodo; • il numero degli elettroni di valenza di ogni elemento rappresentativo è pari al numero del gruppo in cui l’elemento si trova (seguendo la numerazione CAS, ossia quella con i numeri romani). Per esempio lo zolfo, che appartiene al gruppo VIA, ha sei elettroni di valenza (configurazione esterna 3s 3p ). Osserviamo poi che, a meno di qualche rara eccezione, tutti gli elementi di uno stesso gruppo presentano configurazioni esterne simili. Ciò spiega la loro somiglianza a livello di proprietà fisiche e chimiche, quelle stesse proprietà che Mendeleev aveva ordinato nel suo sistema periodico. È proprio il riproporsi periodico delle configurazioni elettroniche esterne (e quindi delle proprietà chimiche e fisiche corrispondenti) il concetto che sta alla base della legge di periodicità, ed è ciò che l’organizzazione della moderna tavola periodica mette in luce.

Figura 3 I dirigibili galleggiano nell’aria perché sono riempiti di elio, un gas nobile più leggero dell’aria.

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

Vediamo nel dettaglio quali sono le configurazioni esterne degli elementi nei diversi gruppi della tavola periodica. • Gli elementi dei gruppi IA e IIA più l’elio hanno gli elettroni esterni in sottolivelli s. In particolare, si osservano queste configurazioni esterne: gruppo IA (idrogeno e metalli alcalini) configurazione ns ; gruppo IIA ed elio ns . • Gli elementi dei gruppi dal IIIA all’VIIIA hanno i primi due elettroni esterni in sottolivelli s e i restanti in sottolivelli p. In particolare: gruppo IIIA ns np gruppo VIA ns np

gruppo IVA ns np gruppo VIIA ns np

gruppo VA ns np gruppo VIIIA ns np

• La configurazione elettronica del gruppo VIIIA (chiamata ottetto elettronico) è caratterizzata da una particolare stabilità, che determina la scarsa reattività dei gas nobili. • I metalli di transizione hanno in genere completo il sottolivello s dell’ultimo livello e dispongono i restanti elettroni nel sottolivello d del livello precedente. Per esempio, la configurazione degli ultimi otto elettroni del ferro (gruppo VIIIB) risulta 4s 3d . • I lantanoidi e gli attinoidi hanno completo il sottolivello s dell’ultimo livello e dispongono di solito gli elettroni residui nel sottolivello f del terzultimo livello. Per esempio, la configurazione degli ultimi cinque elettroni del praseodimio (un lantanoide con Z = 59) risulta 6s 4f . La Tabella 1 riporta la configurazione elettronica esterna e il corrispondente numero di elettroni di valenza per ciascuno degli otto gruppi A.

Tabella 1 Configurazione elettronica e numero di elettroni di valenza degli elementi del gruppo A. GRUPPO

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA

NUMERO DI ELETTRONI DI VALENZA

ns1

II A

ns2

III A

ns np

IV A

ns np

VI A

ns2np4

VII A

ns np

VIII A

ns np

Talvolta i metalli di transizione e quelli di transizione interna si discostano dallo schema di riempimento sopra descritto: uno degli elettroni può passare, rispettivamente, dal sottolivello s esterno al vicino sottolivello d oppure dall’ultimo sottolivello d al sottolivello f contiguo. In alcuni casi ciò è dovuto alla particolare stabilità dei sottolivelli d semipieni o pieni (configurazioni d e d ). Per esempio, il rame (gruppo IB) «preferisce» la configurazione [Ar]4s 3d a quella [Ar]4s 3d , perché la prima è più stabile avendo il sottolivello 3d completo. In definitiva, la configurazione elettronica di ogni elemento può essere determinata considerando semplicemente la sua posizione nel sistema periodico, senza dover ricordare la sequenza a energia crescente degli orbitali. Con le conoscenze teoriche di cui oggi disponiamo, è facile costruire la tavola periodica e risalire al numero di elettroni di valenza caratteristici di un elemento; ciò rende ancor più ammirevole il genio di Mendeleev, che riuscì a elaborare la tavola periodica disponendo solo di dati empirici sulle proprietà di un numero ristretto di elementi.

LEZIONE 2

Elettroni e tavola periodica

1. RISOLVI CON LO SCHEMA Determina gli elettroni di valenza con la tavola periodica Vuoi scoprire il numero di elettroni di valenza dell’arsenico (As), ma hai a disposizione solo la tavola periodica. Come puoi fare? Prima di tutto, individua l’arsenico (As) nella tavola periodica degli elementi e fai riferimento alla Tabella 1.

Esegui i calcoli

Determina il periodo e il gruppo a cui appartiene l’arsenico.

Periodo Periodo

3 4 5 6 7

IIA 2

IIIA IVA 13 14 5

VA 15 7

N P

O S

Cr Mn Fe

Zr Nb Mo Tc

104

Db Sg

105

106

Ru Rh Pd 45

Re Os

108

109

110

N P

Cu Zn Ga Ge As

Ag Cd

Au Hg

Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh

107

111

112

113

114

O S

Mc Lv

115

116

Ts Og

117

118

Ga Ge As

VIA VIIA He 16 17 2

37 55

VA 15

VIIIA 18

Na Mg

IA 1

Na Mg

IIIA IVA 13 14

VIIIA 18

Mc Lv

113

114

115

116

Ts Og

117

118

L’arsenico appartiene al gruppo VA e al periodo 4, in terza posizione nel blocco p. Queste coordinate ci permettono di stabilire che l’ultimo orbitale esterno dell’arsenico è il 4p, che contiene tre elettroni: 4p 4s ✓ L’arsenico ha quindi cinque elettroni di valenza.

Mappa TAVOLA PERIODICA MODERNA si suddivide in

blocco s

blocco p

blocco d

blocco f

che comprende

i gruppi IA e IIA (più l’elio)

i gruppi da IIIA a VIIIA

gli elementi di transizione

i lantanoidi e gli attinoidi

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. A quale blocco della tavola periodica appartengono gli elementi di transizione interna? 2. Qual è l’ultimo orbitale del palladio e quanti elettroni contiene? E del polonio?

3. Osserva la Figura 2. Quali elementi troviamo negli ultimi due gruppi del blocco p? 4. Osserva lo Schema 1. Determina il numero di elettroni di valenza del magnesio e dello iodio.

UNITÀ 11

LEZIONE 3

Il sistema periodico degli elementi

Le proprietà periodiche

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; • il volume 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 e volume 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 [Fig. 1].

Gli integratori salini che si bevono quando si suda molto contengono in genere Na, Mg e K.

Figura 1 Sodio, magnesio e potassio sono vicini nella tavola periodica e 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.

3.1 Il raggio atomico e il volume 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 (Br ), misurata attraverso tecniche spettroscopiche, è pari a 228 pm, per il raggio atomico del bromo si assume il valore di 114 pm (1,14⋅10 m) [Fig. 2].

LEZIONE 3

Analogamente, dato che nella molecola di idrogeno (H ) 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.

Le proprietà periodiche

228 pm r=

228 pm = 114 pm 2

Figura 2 Il raggio atomico del bromo.

Dal raggio al volume atomico A partire dal raggio atomico, ammettendo che l’atomo abbia una forma sferica, possiamo calcolare il volume atomico di ciascun elemento della tavola periodica.

Il volume atomico è lo spazio occupato da una mole dell’elemento, in condizioni standard. Si calcola come massa molare/densità e la sua unità di misura è generalmente mL/mol. Osserviamo l’andamento del raggio atomico e del volume atomico lungo i periodi e i gruppi nella tavola periodica semplificata della Figura 3. Si nota chiaramente che sia il raggio sia il volume atomico variano in modo periodico in funzione del numero atomico, secondo due precisi gradienti: • in uno stesso gruppo, il raggio atomico e il volume atomico aumentano dall’alto verso il basso; • lungo il periodo, il raggio atomico e il volume atomico diminuiscono da sinistra verso destra. In altri termini, il raggio atomico e il volume atomico aumentano spostandosi verso il basso e verso sinistra nella tavola periodica.

B 300

37 Li 152

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

In azzurro sono rappresentati i metalli, in arancione i semimetalli e in verde i non metalli. Be 113

B 88

C 77

N 70

O 66

F 64

VIIIA He 32 Ne 69

250 Raggio atomico

IA H

186

160

143

117

110

104

200

227

197

122

121

117

114

110

247

215

Eu Yb

150

140

141

143

133

130

265

217

170

175

155

167

140

145

Aumento del raggio e del volume atomico

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Numero atomico

70 60

50 40

163

100

Volume atomico (mL/mol)

Aumento del raggio e del volume atomico

Figura 3 Il raggio atomico (in pm) degli elementi rappresentativi [A] e il diagramma della variazione periodica del raggio atomico [B] e del volume atomico [C] in funzione del numero atomico.

K He

Xe Kr

20 10 0

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Numero atomico

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

Fattori che determinano raggio e volume atomico L’andamento dei valori del raggio e del 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. I due fattori hanno effetti opposti. Come sappiamo, più grande è n maggiore è l’estensione degli orbitali; quindi all’aumentare di n gli elettroni esterni vanno a occupare orbitali di dimensioni crescenti: il raggio atomico, e di conseguenza il volume atomico, aumenta man mano che scendiamo lungo i gruppi. L’incremento della carica nucleare effettiva determina invece una maggiore attrazione sugli elettroni e quindi una contrazione degli orbitali: più è marcato tale incremento, più il raggio atomico diminuisce. In un gruppo della tavola periodica la carica nucleare effettiva non provoca variazioni delle dimensioni atomiche, perché si mantiene pressoché costante lungo tutto il gruppo: via via che si scende nel gruppo la carica del nucleo aumenta, ma è controbilanciata dal contemporaneo aumento del numero degli elettroni interni (effetto schermante). Di conseguenza, il raggio atomico dipende solo dal numero quantico principale n degli elettroni esterni, quindi aumenta scendendo nel gruppo. Prendiamo ora in esame un periodo. Il numero quantico principale degli orbitali esterni rimane costante lungo il periodo, quindi non fa variare il raggio atomico. Al contrario, la carica nucleare aumenta da sinistra verso destra perché aumenta il numero atomico, mentre gli elettroni che via via si aggiungono, trovandosi nello stesso livello e circa alla stessa distanza dal nucleo, esercitano una scarsa azione schermante aggiuntiva. Il risultato complessivo è un incremento della carica nucleare effettiva, che determina una diminuzione del raggio atomico e del volume atomico lungo il periodo, da sinistra verso destra [Fig. 4].

–

All’aumentare della carica nucleare, il nucleo esercita una forza di attrazione elettrostatica crescente sugli elettroni.

elettrone –

–

– + + +

++ ++ –

–

1s 2s

–

1s 2s

Figura 4 Il raggio atomico e il volume atomico diminuiscono all’aumentare della carica nucleare.

1. RISOLVI CON LO SCHEMA Ordina gli elementi in funzione del raggio atomico

Esegui i calcoli 1 Identifica nella tavola periodica la posizione degli elementi assegnati: K, Br, Ga e As. 2 Controlla se gli elementi appartengono tutti allo stesso gruppo oppure allo stesso periodo: in questo caso sono disposti tutti lungo il periodo 4.

Raggio aumenta

Disponi i seguenti elementi in ordine crescente di raggio atomico:  potassio (K)  bromo (Br)  gallio (Ga)  arsenico (As)

Raggio aumenta

3 Osserva l’ordine in cui gli elementi si dispongono lungo il periodo: poiché il raggio atomico aumenta da destra verso sinistra, l’ordine crescente corrisponde a Br → As → Ga → K Lo stesso procedimento è applicabile al volume atomico e a tutte le altre proprietà periodiche. Se gli elementi da confrontare appartengono a gruppi e/o periodi diversi occorre valutare la loro singola posizione lungo la riga o lungo la colonna e confrontarla con quella di ciascuno degli altri elementi considerati. In questo caso, stabilire l’ordine potrebbe essere più complicato ma è comunque possibile, come si vedrà nello Schema 2.

LEZIONE 3

Le proprietà periodiche

3.2 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. 5].

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

+ + + –

–

L’elettrone che viene strappato apparteneva al guscio elettronico più esterno.

Li (g) + e

Figura 5 Il processo di ionizzazione di un atomo neutro.

Li(g) + 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 (E ), di seconda ionizzazione (E ), di terza ionizzazione (E ) 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 E 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) + E → 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.

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

In altri termini, l’energia di prima ionizzazione aumenta spostandosi verso l’alto e verso destra nella tavola periodica [Fig. 6].

2 Li Be

1310

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

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 ) 1-500 501-1000 1001-1500 1501-2000 2001-2500

Energia di ionizzazione (kJ/mol)

1 1 H

Periodo

aumento dell’energia di prima ionizzazione

Tl Pb Bi Po At Rn

2500 He Ne

2000

1500 1000

500 0

590 716 703 812 1037 1036

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. Il valore dell’energia di prima ionizzazione è correlato alle dimensioni del raggio atomico: via via che il raggio atomico aumenta, risulta sempre più facile ionizzare l’atomo, perché gli elettroni esterni sono attirati dal nucleo con forza decrescente. Scendendo quindi lungo un gruppo il raggio aumenta e l’energia di ionizzazione diminuisce. Al contrario, spostandosi da sinistra verso destra lungo un periodo, il raggio atomico si riduce e l’energia di ionizzazione aumenta a causa dell’incremento della carica nucleare effettiva. Le irregolarità nell’andamento dell’energia di ionizzazione in un periodo si spiegano analizzando le singole configurazioni elettroniche. Per esempio, nel secondo periodo il boro ha un’energia di ionizzazione minore rispetto a quella del berillio, perché l’elettrone più esterno del boro è nel sottolivello 2p, a energia maggiore degli elettroni del sottolivello 2s completo; l’energia di ionizzazione dell’azoto invece è maggiore di quella dell’ossigeno a causa della struttura particolarmente stabile dell’azoto (sottolivello 2p semioccupato).

3.3 L’affinità elettronica 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. 7]. Questo processo è rappresentato dall’equazione:

Anione Atomo allo stato fondamentale

A(g) + e → A (g) + E

Affinità elettronica

L’energia che si libera è detta affinità elettronica (E ) ed è una misura della tendenza degli atomi alla formazione di anioni.

Si definisce affinità elettronica l’energia che si libera quando un atomo isolato allo stato gassoso acquista un elettrone.

40 50 60 70 Numero atomico

Energia di ionizzazione dei diversi elementi

Figura 6 L’energia di prima ionizzazione degli elementi rappresentativi [A] e il diagramma della variazione periodica dell’energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico [B].

LEZIONE 3

Livello energetico di valenza.

–

La cattura di un elettrone da parte di un atomo di litio libera 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.

–

+ + +

–

– –

–

Figura 7 Il processo di cattura spontanea di un elettrone da parte di un atomo neutro.

Li (g) + energia (60 kJ/mol)

Li(g) + e

Le proprietà periodiche

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).

Andamento dell’affinità elettronica 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.

Gruppo 13 14 15 N C B 27 122 ~0 P Al Si

1 H

2 Be ~0 60 Mg Na 3 ~0 53 4 K Ca 48

Ga 29

116

In 29

116

103

190

2 Periodo

aumento dell’affinità elettronica

47 46

134

16 O

141

200

17 F

328

349

195

325

174

295

270

18 He ~0 Ne ~0 Ar ~0 Kr ~0 Xe ~0 Rn ~0

aumento dell’affinità elettronica

Affinità elettronica (kJ/mol)

Il valore assoluto dell’affinità elettronica aumenta dunque spostandosi verso l’alto e verso destra nella tavola periodica [Fig. 8]. 400 F

Br I

300

At Au

200 100

0 He Be N Ne Mg Ar Ca Mn Zn

Kr Sr

Numero atomico

I valori relativi agli elementi 58-71 non sono noti in maniera accurata Tale parallelismo tra le due proprietà atomiche è semplice da spiegare: un atomo che perde facilmente un elettrone (bassa energia di ionizzazione) avrà scarsa Figura 8 L’affinità propensione ad acquistarne un altro (bassa affinità elettronica); al contrario, un atomo che elettronica degli elementi «tiene stretti» i suoi elettroni esterni (alta energia di ionizzazione) tende anche a legare con rappresentativi [A] e il forza un elettrone aggiuntivo (elevata affinità elettronica).

Le affinità elettroniche più alte sono proprie degli elementi dei gruppi VIA e VIIA: in essi l’elettrone aggiuntivo va a occupare un orbitale esterno p nelle vicinanze di un nucleo a carica effettiva alta, che esercita una forte attrazione su di esso. Gli alogeni (gruppo VIIA) sono gli elementi con i valori di affinità elettronica più alti; i gas nobili (gruppo VIIIA) presentano valori reali molto vicini allo zero, in accordo con la loro inerzia chimica. Tra i primi gruppi della tavola periodica, i metalli alcalino-terrosi, che allo stato neutro hanno il sottolivello più esterno s completo, mostrano una tendenza assai ridotta ad acquisire un elettrone, che andrebbe a collocarsi in un sottolivello p di più alta energia. Le irregolarità si spiegano in base alle configurazioni elettroniche dei singoli elementi.

diagramma della variazione periodica dell’affinità elettronica in funzione del numero atomico [B].

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

2. RISOLVI CON LO SCHEMA Ordina gli elementi in funzione dell’affinità elettronica Disponi i seguenti elementi in ordine crescente di affinità elettronica:  calcio (Ca)

 litio (Li)

 stagno (Sn)

 iodio (I) Affinità elettronica aumenta

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

55 Cs

56 Ba

57 La

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

87 Fr

88 Ra

89 Ac

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Fl

115 Uup

116 Lv

117 Uus

118 Uuo

Affinità elettronica aumenta

2 He

1 H

Esegui i calcoli 1 Valuta per ciascun elemento la posizione lungo la riga oppure lungo la colonna, e confrontala con quella di ciascuno degli altri elementi considerati. 2 A questo punto sei in grado di stabilire che: – tra litio e calcio, l’affinità elettronica è maggiore per il litio (nel gruppo IIA Eae è circa pari a 0); – tra litio e stagno, l’affinità elettronica è maggiore per lo stagno (Sn appartiene al blocco p, Li al blocco s); – tra stagno e iodio, l’affinità elettronica è maggiore per lo iodio (stesso periodo, ma I è più a destra). 3 Di conseguenza, l’ordine crescente di affinità elettronica corrisponde a: Ca → Li → Sn → I

3.4 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 (affinità elettronica ed energia di ionizzazione).

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). Essendo definita come confronto tra due termini di paragone, l’elettronegatività si misura su una scala di valori relativi, ed è per questo una grandezza adimensionale. 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 una unità di misura del Sistema Internazionale. Anche l’elettronegatività si rivela essere una proprietà periodica con andamento simile all’energia di ionizzazione e all’affinità elettronica, grandezze cui è sostanzialmente legata: • 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.

LEZIONE 3

Le proprietà periodiche

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, come già spiegato in precedenza per le altre proprietà; 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. 9].

– +

+ –

La scala dell’elettronegatività di Pauling La scala di valori dell’elettronegatività più comunemente utilizzata fu definita dal chimico statunitense Linus C. Pauling (1901-1994). Famoso, oltre che come scienziato, 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. 10]: • 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 9 L’atomo con raggio atomico minore attrae più fortemente gli elettroni di legame.

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. È proprio grazie alla maggiore elettronegatività che un elemento non metallico, legandosi a un elemento metallico, riesce in genere a «strappargli» uno o più elettroni, con il risultato che il non metallo si trasforma in anione e il metallo in catione; i due ioni si uniranno a formare un legame ionico. Due atomi di uno stesso elemento non metallico o di elementi non metallici diversi, avendo identica o simile elettronegatività, non potranno invece che condividere elettroni, perché nessuno dei due ha un valore di elettronegatività predominante sull’altro; i non metalli daranno quindi luogo a legami covalenti. aumento dell’elettronegatività

1 2

Periodo

3 4 5 6 7

2,1

0,7 - 1,1 1,2 - 1,6

IIA 2 1,5

Mg IIIB IVB

0,8

Rb 0,8

0,7

2,7 - 4,0

1,0 0,9

1,7 - 2,1 2,2 - 2,6

1,2

1,0

1,3

1,2

1,5

1,6

1,4

1,6

1,8

1,5

1,8

Mn 1,9

2,0

VIIIB

2,2

1,8 2,2

IB 11

IIB 12

1,5

1,8

1,8 2,2

1,9 1,9

1,6 1,7

1,7

1,9

Os 2,2

2,2

Lantanoidi * Ce 1,1

1,1

Sm 1,2

1,1

1,2

* Th * 1,3

1,5

Np 1,3

Pu 1,3

Am Cm 1,3 1,3

1,1

Ac * 1,1 *

1,3

Attinoidi

1,1 1,7

1,2

2,5

1,5

La * Hf

0,9 0,9

Gruppo VB VIB VIIB 5 6 7

IIIA IVA 13 14

2,2

Figura 10 L’elettronegatività degli elementi secondo la scala di Pauling.

2,4

1,6

1,7

1,8

VA 15

3,0

2,1

2,0

1,9

1,8

1,9

Ho 1,2

1,2

Bk 1,3

Cf 1,3

Es 1,3

1,2

VIA VIIA 16 17

3,5

2,5

2,4

2,1

4,0

3,0

aumento dell’elettronegatività

IA 1

2,8

2,5

1,9

2,0

Tm 1,2

1,2

Fm 1,3

Md 1,3

2,2

1,5

Lu 1,3

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

In definitiva, il tipo di legame che può originarsi tra gli elementi dipende dalla loro differenza di elettronegatività, come approfondiremo nella prossima Unità. La Figura 11 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−

IA 1 1

IIA 2

maggiore energia IIIA diIVA VA VIA VIIA ionizzazione He 16 17 13 14 15

Be LiElettronegatività 3 (capacità 4 di attirare gli e− di legame) IVB VB Cl VIB VIIB Mg H IIIB → 3 4 5 6 7 12 − elettronegativo + elettronegativo

Y ZrAffinità Nb Mo Tc 39 40 41 42 43 elettronica (energia liberata durante La * Hf Ta − W Re 57 + l’aggiunta 72 73di 1e )74 75 A (g) + e− → A−(g) + E Ac * Rf Db Sg Bh 89 * 104 105 106 107

VIIIB

Figura 11 Le proprietà periodiche chimiche.

IB 11

5 maggiore 6 7 8 elettronegatività IIB Al S P Si 12 13 14 15 16

F Cl Br

le proprietà Cd In Ag periodiche Ru Tutte Rh e trePd

I Sb Te maggiore 51 53 affinità52 elettronica Bi Po At

chimiche aumentano 45 46 47 da48sinistra 49 50 verso destra e dal basso verso l’alto Hg Tl Pb Os (i gas Ir nobiliPtsonoAu esclusi, tranne nel 76 77 78 79 80 81 82 caso dell’energia di 1ª ionizzazione). 44

108

109

110

111

112

113

114

115

116

117

118

Mappa PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI sono

raggio e volume atomico

diminuiscono da sinistra verso destra nel periodo

aumentano dall’alto verso il basso nel gruppo

energia di ionizzazione

affinità elettronica

aumentano da sinistra verso destra nel periodo

elettronegatività

diminuiscono dall’alto verso il basso nel gruppo

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Definisci l’elettronegatività. 2. Quale andamento ha il volume atomico nella tavola periodica?

3. Osserva la Figura 7. Spiega che cosa accade quando un atomo allo stato gassoso cede energia. 4. Osserva la Figura 10. Individua i valori di elettronegatività di boro e cloro e stabilisci verso quale elemento tendono a spostarsi gli elettroni di legame.

LEZIONE 4

Metalli, non metalli e semimetalli

LEZIONE 4

Figura 1 La suddivisione della tavola periodica in metalli, non metalli e semimetalli.

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.

VIIIA 18

il carattere metallico aumenta verso il basso

IA 1 1 2 3 4 5 6 7

1 3

H Li

Metalli, non metalli e semimetalli

metalli semimetalli non metalli

IIA 2

IIIA IVA 13 14

Mg IIIB IVB

La * Hf

VB 5

VIB VIIB 6 7

Ac * Rf 89 * 104

105

VIIIB

106

107

108

109

110

IB 11

IIB Al 12 13

111

112

113

C Si

114

VA 15 7

N P

115

VIA VIIA He 16 17 2 8

O S

116

F Cl

117

118

il carattere metallico aumenta verso sinistra

Lantanoidi * Ce 58

* Th * 90

Attinoidi

Am Cm

100

101

102

103

4.1 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) [Fig. 2], 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.

VIIIA

1 H 1 1

IIA

solidi liquidi aeriformi

18 IIIA IVA

VIA VIIA He

2 13 14 15 16 17 2 B C N O F Ne 2 3Li 4Be VIIIB 10 9 8 7 6 5 IB IIB Al Si Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB P S Cl Ar 3 11 12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 21

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6 55

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 7 87 88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

Figura 2 Lo stato fisico degli elementi a temperatura ambiente.

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

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. I metalli per eccellenza sono presenti nei gruppi da IA a IIA, 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 [Tab. 1].

Tabella 1 I metalli alcalini e alcalino-terrosi.

METALLI ALCALINI (gruppo IA) I metalli alcalini (litio, sodio, potassio, rubidio, cesio e francio) sono solidi di colore grigio-argenteo, di consistenza relativamente morbida. Hanno una configurazione esterna di tipo ns1 e sono per questo molto reattivi. Si combinano vivacemente con l’acqua, liberando idrogeno e formando basi forti di formula generale MOH (dove M indica il metallo). Imbruniscono all’aria combinandosi con l’ossigeno e reagiscono facilmente con gli alogeni, dando alogenuri solubili di formula MX (in cui X indica l’alogeno).

Li 2s

Il litio è utilizzato nelle batterie dei dispositivi elettronici.

Il sodio è presente nel comune sale da cucina.

Il rubidio dà il colore rosso-violetto ai fuochi d’artificio.

Il cesio è utilizzato negli orologi atomici.

I sali di potassio sono usati come fertilizzanti.

Il francio è un elemento radioattivo molto raro.

METALLI ALCALINO-TERROSI (gruppo IIA) I metalli alcalino-terrosi (berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario e radio) sono solidi metallici relativamente teneri (più duri dei metalli alcalini). Hanno una configurazione esterna di tipo ns2 e per questo motivo sono piuttosto reattivi, seppure meno dei metalli alcalini: solo il berillio non reagisce con l’acqua, gli altri reagiscono con vigore crescente all’aumentare del loro numero atomico, formando idrossidi con formula M(OH)2 di solubilità e basicità crescenti. Formano ossidi di formula MO e cloruri solubili di formula MCl2.

Be 2s

Il berillio è utilizzato nell’industria aerospaziale.

Il cacao è uno degli alimenti più ricchi di magnesio.

Il calcio è un componente fondamentale delle ossa e dei denti.

Lo stronzio è utilizzato nei dentifrici per denti sensibili.

Il bario si usa nei mezzi di contrasto impiegati nella diagnostica per immagini.

Il radio è un elemento radioattivo scoperto dai coniugi Curie.

LEZIONE 4

Metalli, non metalli e semimetalli

4.2 Il carattere non metallico 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.

Figura 3 Zolfo [A] e carbonio [B] in polvere. A

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 [Fig. 3], sono isolanti, in quanto non conducono calore o elettricità.

Il carbonio: un non metallo peculiare 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, proprio grazie alle loro particolari strutture [Fig. 4]. Pur essendo entrambi costituiti da atomi di carbonio, la grafite e il diamante si differenziano nella loro struttura chimica, vale a dire nel modo in cui i loro atomi si legano, e questo conferisce loro proprietà fisiche assai diverse. La grafite è molto fragile, poco dura e si sfalda facilmente (pensiamo alla mina di una matita), mentre il diamante è il materiale più duro che si conosca ed è impiegato per le sue proprietà abrasive (per lavorare o sfaccettare un diamante occorre impiegare un altro diamante).

Figura 4 La grafite ha una struttura planare a strati [A], il diamante tetraedrica [B].

I non metalli sono accettori di elettroni 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.

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.

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

I gruppi di non metalli in cui troviamo particolarmente spiccato il carattere non metallico sono gli alogeni e i gas nobili [Tab. 2].

ALOGENI (gruppo VIIA) Gli alogeni (fluoro, cloro, bromo, iodio e astato) sono non metalli (eccetto l’astato, un semimetallo) costituiti da molecole biatomiche. Fluoro e cloro sono dei gas, il bromo è liquido mentre lo iodio e l’astato sono solidi. Hanno configurazione esterna di tipo ns2np5 e per questo motivo formano con il sodio dei sali solubili di formula NaX e con l’idrogeno danno gli acidi alogenidrici HX. La reattività degli alogeni, al contrario di quella dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, diminuisce scendendo nel gruppo. Ciò si nota tipicamente nelle reazioni di spostamento, come quella del cloro con il bromuro di potassio: Cl2(aq) + 2KBr(aq) → Br2(aq) + 2KCl(aq) Il cloro, essendo il più reattivo tra i due, sposta il bromo dal suo sale; ciò implica che la reazione inversa non possa avvenire: il bromo, infatti, non può spostare il cloro dal cloruro di potassio.

2s 2p

La fluorite è un minerale ricco di fluoro, che è l’elemento in assoluto più elettronegativo.

3s 3p

4s 4p

Il cloro è utilizzato come disinfettante dell’acqua.

La maggior parte del bromo è ricavato dall’acqua di mare.

5s 5p

6s 6p

Alcune alghe commestibili sono molto ricche di iodio.

L’astato è un elemento radioattivo che si trova nei minerali di uranio e torio.

GAS NOBILI (gruppo VIIIA) I gas nobili (elio, neon, argon, kripton, xenon e radon) sono gas monoatomici incolori, inodori e insapori. A eccezione dell’elio, hanno configurazione esterna di tipo ns2np6 con la quale raggiungono il completamento dell’ottetto. La loro reattività è molto scarsa e aumenta scendendo nel gruppo: al momento si conoscono composti (sintetizzati a partire dagli ultimi decenni del XX secolo) solo del kripton, dello xenon e del radon con elementi molto reattivi, come l’ossigeno e il fluoro.

L’elio è utilizzato per gonfiare i palloncini.

2s 2p

3s 3p

Il neon si utilizza per lampade e insegne luminose.

L’argon è usato come scudo di gas inerte nella saldatura di vari metalli.

4s 4p

5s 5p

6s 6p

Alcuni tipi di lampade contengono kripton.

Tabella 2 Gli alogeni e i gas nobili.

I fari delle automobili possono avere lampade allo xenon.

Il radon è un gas pesante e radioattivo che talvolta fuoriesce dal terreno.

LEZIONE 4

Metalli, non metalli e semimetalli

4.3 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. Fino ai primi anni Ottanta del secolo scorso l’utilizzo del germanio era preponderante, ma in seguito le tecniche di separazione sempre più raffinate hanno permesso di ottenere silicio purissimo, facendo sì che il germanio fosse utilizzato sempre meno. Oggi la maggior parte dei dispositivi elettronici contengono silicio, che è alla base di quasi tutte le innovazioni tecnologiche più importanti degli ultimi decenni. Per questo motivo, per descrivere il periodo in cui viviamo 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. 5].

Figura 5 Un microprocessore con parti in silicio.

Mappa ELEMENTI DELLA TAVOLA PERIODICA sono suddivisi in

metalli

semimetalli

non metalli

sono

hanno

sono

duttili, malleabili buoni conduttori lucenti

proprietà intermedie tra metalli e non metalli

non lavorabili cattivi conduttori, opachi

Rivedi i concetti

Studia con gli schemi

1. Descrivi l’andamento del carattere metallico nella tavola periodica. 2. Perché i semimetalli sono chiamati in questo modo?

3. Osserva la Tabella 1. Quali sono le principali somiglianze e differenze tra gli elementi del gruppo IA e del gruppo IIA? 4. Osserva la Tabella 2. Quali sono le principali caratteristiche dei non metalli rappresentati e in che cosa differiscono dai metalli?

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

AREA OPERATIVA ABILITÀ E COMPETENZE

LEZIONE 1

10 Stabilisci il periodo e il gruppo di ciascuno dei seguenti elementi. a. Bario b. Cobalto c. Bromo d. Stagno

CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

1 Che cosa dice la legge della periodicità? 2 Nella tavola periodica che cos’è il «periodo»? 3 Dove si trovano i metalli di transizione?

11 Stabilisci il periodo e il gruppo di ciascuno dei seguenti elementi. a. Cs b. Ag c. I d. As

4 In quale gruppo sono presenti dei metalli particolarmente reattivi con l’acqua? 5 Perché è difficile separare miscele contenenti metalli di transizione interna? 6 Osserva la tavola periodica di Mendeleev: dove sono posizionati metalli e non metalli?

12 Individua il nome del gruppo dei seguenti elementi. a. Magnesio b. Francio c. Cloro d. Argon

Completa le frasi con il termine corretto

7 Si chiamano .......................................................... le righe orizzontali, in cui gli elementi sono sistemati in ordine ..... ..................................................... di numero atomico. Essi sono in tutto 7.

13 Individua il nome del gruppo dei seguenti elementi. a. Potassio b. Fosforo c. Zolfo d. Astato

8 Si chiamano .......................................................... le colonne verticali, in cui gli elementi che vi compaiono manifestano .......................................................... simili. 9 La legge della .......................................................... afferma che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico secondo il loro ................................................ . ESERCIZIO SVOLTO Le caratteristiche di un elemento 14 Con l’aiuto della tavola periodica completa la tabella. NOME Z ELEMENTO Iodio

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

N. PROTONI

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

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

N. CARICA NEUTRONI NUCLEO 74

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

SIMBOLO ISOTOPO

N. ELETTRONI ATOMO NEUTRO

N. ELETTRONI IONE –1

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

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 AZX. In questo caso 127 53I. 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.

Area operativa

15 Con l’aiuto della tavola periodica completa la tabella. NOME ELEMENTO

N. PROTONI

N. NEUTRONI

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

N. ELETTRONI ATOMO NEUTRO

CARICA NUCLEO

SIMBOLO ISOTOPO

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

15 31P

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

16 Individua gli elementi con le caratteristiche elencate. a. Alogeno del secondo periodo b. Appartenente al gruppo VA e al terzo periodo c. Gas scarsamente reattivo del primo periodo d. Metallo del quinto periodo che forma l’alogenuro MX

22 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

17 Individua gli elementi con le caratteristiche elencate. a. Metallo alcalino del secondo periodo b. Appartenente al gruppo VIA e al quarto periodo c. Gas scarsamente reattivo del terzo periodo d. Alogeno del quinto periodo

LEZIONE 2

18 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 posto nel quarto periodo 19 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 posto nel quinto periodo 20 Lo iodio è un solido grigio che sublima dando vapori viola. Individua: a. il periodo e il gruppo di appartenenza b. il metallo alcalino e il gas nobile che fanno parte dello stesso periodo c. l’elemento dello stesso gruppo posto nel quarto periodo 21 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

CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

23 Da quali elementi è costituito il blocco d? E il blocco f? 24 Qual è il collegamento tra la posizione di un elemento rappresentativo nella tavola periodica e il numero dei suoi elettroni di valenza? 25 Qual è la configurazione elettronica esterna degli elementi del gruppo VIA? 26 Che cosa hanno in comune il litio, il berillio, l’ossigeno e il neon sotto il profilo della posizione nella tavola periodica? Concludi con il completamento corretto

27 Nella tavola periodica, hanno configurazione elettronica esterna completa ns2np6: a. i metalli b. i gas nobili c. gli alogeni d. soltanto l’idrogeno 28 Considerando la tavola periodica, il numero degli elettroni di valenza degli elementi rappresentativi è pari al numero: a. del periodo b. del gruppo (nella numerazione CAS) c. sia del periodo sia del gruppo d. del gruppo (nella numerazione IUPAC)

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

ABILITÀ E COMPETENZE

29 Completa la tabella. ELEMENTO

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Boro

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

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

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

Titanio

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

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

Ferro

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

1s22s22p63s23p64s23d6

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

Cloro

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

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

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

Zinco

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

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

ESERCIZIO SVOLTO Tavola periodica e configurazione elettronica 30 Utilizzando la tavola periodica, costruisci le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti. a. Kripton b. Gallio c. Tungsteno Soluzione 1 Cerca sulla tavola periodica il periodo e il gruppo di appartenenza di ogni singolo elemento: a. periodo 4, gruppo VIIIA b. periodo 4, gruppo IIIA c. periodo 6, gruppo VIB 2 Dal periodo puoi individuare il livello energetico più esterno dell’atomo dell’elemento, dal gruppo puoi determinare il blocco di appartenenza e, in base alla posizione, il numero di elettroni presenti in quel blocco: a. livello energetico 4, blocco p, 8 elettroni b. livello energetico 4, blocco p, 1 elettrone c. livello energetico 6, blocco d, 4 elettroni 3 Con queste informazioni scrivi le rispettive configurazioni elettroniche: a. Kripton: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 b. Gallio: 1s22s22p63s23p64s23d104p1 c. Tungsteno: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4 31 Utilizzando la tavola periodica, costruisci le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti. a. Argo b. Potassio c. Cadmio d. Lantanio 32 Utilizzando la tavola periodica, costruisci le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti. a. Stronzio b. Arsenico c. Carbonio d. Nichel

PERIODO

GRUPPO

33 Utilizzando la tavola periodica, costruisci le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti. a. Zolfo b. Calcio c. Zirconio d. Astato 34 Utilizzando la tavola periodica, costruisci la configurazione elettronica esterna dei seguenti elementi e indica il numero dei loro elettroni di valenza. a. Zolfo b. Rubidio c. Arsenico d. Fluoro 35 Nella moderna tavola periodica c’è relazione tra la configurazione elettronica di un elemento e il periodo a cui appartiene? 36 Ritieni che lo zolfo abbia un comportamento chimico più simile al fosforo o al selenio? 37 Ritieni che lo stronzio abbia un comportamento chimico più simile all’argento o al calcio? 38 Ritieni che l’antimonio abbia un comportamento chimico più simile allo stagno o all’arsenico?

LEZIONE 3 CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

39 Illustra l’andamento del raggio atomico nella tavola periodica. 40 Quali sono i parametri che determinano il valore del raggio atomico? 41 Quali elementi della tavola periodica hanno i valori più alti di energia di ionizzazione? 42 E quali elementi hanno i valori più alti di affinità elettronica?

Area operativa

43 Come varia il raggio atomico scendendo lungo un gruppo? Perché? 44 Quale elettrone è rimosso per primo durante la ionizzazione di un atomo? 45 Perché l’azoto ha energia di ionizzazione superiore a quella dell’ossigeno, anche se lo precede nella tavola periodica? 46 Come varia l’elettronegatività nella tavola periodica? 47 Per quale motivo l’elio, il neon e l’argon non hanno un valore di elettronegatività? Concludi con il completamento corretto

48 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 49 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 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 ABILITÀ E COMPETENZE

50 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il raggio atomico maggiore. a. Litio – berillio b. Magnesio – calcio c. Fosforo – argon d. Silicio – piombo

51 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il raggio atomico minore. a. Alluminio – silicio b. Potassio – rubidio c. Indio – iodio d. Azoto – bismuto 52 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta affinità elettronica maggiore. a. Litio – berillio b. Magnesio – calcio c. Fosforo – cloro d. Silicio – piombo 53 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta affinità elettronica minore. a. Alluminio – silicio b. Potassio – rubidio c. Indio – iodio d. Azoto – bismuto 54 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta elettronegatività maggiore. a. Azoto – berillio b. Bario – calcio c. Fosforo – alluminio d. Silicio – piombo 55 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta elettronegatività minore. a. Alluminio – zolfo b. Potassio – cromo c. Indio – gallio d. Azoto – bismuto 56 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta energia di ionizzazione maggiore. a. Litio – boro b. Berillio – calcio c. Iodio – antimonio d. Azoto – bismuto 57 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta energia di ionizzazione minore. a. Alluminio – silicio b. Potassio – rubidio c. Fosforo – sodio d. Silicio – piombo 58 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 – argo – zolfo

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

59 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 60 Associa ai cerchi del disegno gli atomi di potassio, calcio, arsenico e bromo.

67 Indica quale elemento: a. tende di più ad acquistare elettroni tra ossigeno e azoto b. ha l’energia di ionizzazione più alta tra ossigeno, fluoro e cloro c. ha la più bassa elettronegatività nel secondo periodo d. ha più facilità a perdere elettroni nel terzo periodo e. ha la minore affinità elettronica tra fluoro e cloro

61 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. 62 In ogni gruppo di elementi individua quello con raggio atomico minore. a. Na, Mg b. C, N, P c. I primi due alogeni 63 In ogni gruppo di elementi individua quello con affinità elettronica maggiore. a. Na, Al b. N, O, S c. I primi due alogeni 64 In ogni gruppo di elementi individua quello con elettronegatività maggiore. a. Ca, Mg b. C, P, N c. I primi due metalli alcalini 65 In ogni gruppo di elementi individua quello con volume atomico maggiore. a. Na, Mg b. C, N, O c. Br, I 66 In ogni gruppo di elementi individua quello con energia di ionizzazione minore. a. Na, Mg b. C, N, Si c. Pb, Bi, Sn

f. ha le dimensioni minori tra i metalli alcalino-terrosi

LEZIONE 4 CONOSCENZE Rispondi brevemente (max 1-2 righe)

68 Quali sono le proprietà chimico-fisiche dei metalli? 69 Quali sono le proprietà chimico-fisiche dei non metalli? 70 Dove si trovano i semimetalli nella tavola periodica? Perché sono chiamati così? 71 Che cos’è il carattere metallico degli elementi? 72 Descrivi gli alogeni e le loro caratteristiche. Concludi con il completamento corretto

73 Gli elementi di transizione sono: a. tutti metalli b.

tutti non metalli

tutti semimetalli

alcuni metalli e altri non metalli

74 Il carattere non metallico aumenta: a. all’aumentare del raggio atomico b.

all’aumentare dell’affinità elettronica

al diminuire dell’elettronegatività

al diminuire dell’energia di ionizzazione

75 A temperatura ambiente i metalli sono: a. tutti solidi tranne il silicio, che è gassoso b.

tutti solidi tranne il mercurio, che è liquido

all’incirca metà solidi e metà liquidi

tutti liquidi tranne pochi elementi, come ferro e rame

Area operativa

ABILITÀ E COMPETENZE

76 Individua tra i seguenti elementi i metalli (M), i non metalli (NM) e i semimetalli (SM). a. Zinco b. Fluoro c. Germanio d. Potassio e. Carbonio f. Antimonio 77 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere metallico più spiccato. a. Sodio – cesio b. Germanio – piombo c. Potassio – calcio d. Alluminio – indio 78 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere metallico più spiccato. a. Cesio –bario b. Mercurio – piombo c. Cobalto – manganese d. Alluminio – zolfo 79 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere non metallico più spiccato. a. Rubidio – sodio b. Stagno – silicio c. Potassio – zinco d. Boro – alluminio 80 Individua in ciascuna delle seguenti coppie quale elemento presenta il carattere non metallico più spiccato. a. Sodio – litio b. Germanio – bromo c. Potassio – calcio d. Ferro – cromo 81 Scrivi le reazioni che sviluppano i seguenti metalli in acqua: a. Sodio b. Rubidio c. Calcio d. Bario 82 Scrivi le reazioni che sviluppano i seguenti metalli in acqua: a. Potassio b. Stronzio c. Magnesio d. Litio 83 Scrivi la reazione che il cloro sviluppa con KBr. Può avvenire la medesima reazione tra Br e KCl?

84 Spiega per quale motivo il fluoro è l’elemento con maggior carattere non metallico.

85 Spiega per quale motivo il francio è l’elemento con la più bassa elettronegatività.

Chemistry in English Complete the following sentences

86 The .......................................................... . is divided into groups and periods. 87 The modern periodic table contains 118 known .......................................................... . 88 .......................................................... . are good conductors of electricity and heat. 89 Helium, neon, argon, krypton, xenon and radon are known as .......................................................... . 90 .......................................................... . measures the tendency of an atom to attract the shared electrons. Choose the right answer for the following questions

91 An atom that tends to become a negative ion has: a.

high electron affinity

low electron affinity

high ionization energy

low ionization energy

92 The following two are examples of metalloids: a.

lithium and potassium

carbon and nitrogen

phosphorus and arsenic

germanium and silicon

93 The following two are examples of metals: a.

lithium and potassium

carbon and nitrogen

phosphorus and arsenic

germanium and silicon

94 The following two are examples of non-metals: a.

lithium and potassium

carbon and nitrogen

phosphorus and arsenic

germanium and silicon

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

Chimica strategies CON L’INTELLIGENZA ARTIFICIALE

RISORSE DIGITALI

Premessa Nel paragrafo speciale Chimica for the future hai letto dell’importanza delle terre rare. Approfondisci l’argomento proponendo una ricerca e facendoti aiutare dall’Intelligenza Artificiale.

A. Videolezione

Prima provaci tu! Fai una ricerca sui principali luoghi di estrazione di tutti gli elementi appartenenti alle terre rare, elencando, per ogni elemento, il principale Paese produttore. Restituisci il dato in forma grafica. Scegli dalla scheda di fine Unità Chimica for the future due tecniche di estrazione e arricchimento di nuova generazione. Usa l’Intelligenza Artificiale Poni al chatbot le seguenti istruzioni e domande: • Descrivi nel dettaglio le tecniche di fumigazione dei silicati e separazione delle terre rare basata sulle nanoparticelle, per la produzione delle terre rare; indica gli eventuali impatti di tali tecniche sull’ambiente e sulla salute dell’uomo. • Esistono altre tecniche di estrazione e arricchimento delle terre rare? Se sì, descrivile nel dettaglio. Esponi alla classe la tua ricerca, integrando dati e informazioni raccolti da te e ottenuti interagendo con l’Intelligenza Artificiale.

VIDEO Ripassa i concetti chiave

VIDEO L’elettronegatività

Dopo aver fissato i concetti di energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività, fai una ricerca in Internet su diversi elementi chimici, registrando i loro valori di elettronegatività. In una presentazione in PowerPoint o Canva mostra come l’elettronegatività di questi – elementi influisce sul tipo di + + legame chimico che formano. –

B. Videolezione VIDEO Come costruire la Tavola Periodica degli Elementi

Scegli 4 elementi tra quelli del 6° periodo della tavola periodica. Costruisci un set di flashcard con Quizlet (https://quizlet.com) specificando il gruppo di appartenenza e la loro classificazione in metalli e non metalli.

CHIMICA FOR THE FUTURE

IMPARA AD ARGOMENTARE

Scoperta delle terre rare in Europa e green economy

Tavola periodica e proprietà degli elementi La moderna struttura della tavola periodica ricalca le configurazioni elettroniche degli elementi: nella loro unicità gli elementi possono essere raccolti in famiglie con caratteristiche e proprietà simili. Prova a ripercorrere i vari sottogruppi della tavola periodica associandone caratteristiche e proprietà alle configurazioni elettroniche.

1 Quali sono le terre rare e perché si chiamano così? 2 Come sono state scoperte e qual è stata la principale fonte di terre rare fino al 1950? 3 Quale minerale è stato fondamentale per la scoperta delle terre rare? a. Itterbite b. Gadolinite c. Scandio d. Lantanoidi 4 Quale Paese ha recentemente scoperto il più grande giacimento di terre rare in Europa? a. Italia b. Spagna c. Svezia d. Francia 5 Le terre rare vengono impiegate anche nella componentistica di computer e smartphone, turbine V F eoliche e droni.

1. Comincia con

periodi).

indicare le possibili suddivisioni in famiglie della tavola periodica (blocchi, gruppi,

2. Descrivi

come si possono relazionare queste suddivisioni alle configurazioni elettroniche dei vari elementi che ne fanno parte (numeri quantici, elettroni di valenza ecc.).

3. Spiega perché

conoscere gruppo o periodo di appartenenza di un elemento può dare indicazioni sul suo comportamento chimico.

4. Concludi

scegliendo una particolare famiglia di elementi e descrivendone caratteristiche e proprietà comuni in relazione alla collocazione nella tavola periodica.

Area operativa

Chimica in lab La reattività con l’acqua dei metalli alcalini Attenzione! Durante l’esecuzione delle esperienze, è opportuno indossare camice, guanti e occhiali protettivi! CHE COSA TI SERVE • camice • guanti protettivi • occhiali protettivi • becher da 250 mL • coltello • bacchetta di vetro • cartina al tornasole, cartina indicatrice universale e soluzione di fenolftaleina (1 g in 100 mL di alcol al 96% [F]) • acqua distillata • litio (in olio di paraffina) [F] [C] • sodio [F] [C] (in etere di petrolio, infiammabile e Carc. Cat. 2 [Xn] [F]) Tutti i metalli alcalini (litio, sodio, potassio, rubidio e cesio) sono molto reattivi. Essi si combinano a temperatura ambiente con l’ossigeno e l’umidità dell’aria perdendo la loro lucentezza metallica: per questo motivo sono mantenuti coperti da paraffina o etere di petrolio. I metalli alcalini reagiscono con l’acqua liberando idrogeno elementare gassoso e formando un idrossido (composto solido formato da un metallo combinato con idrogeno e ossigeno), che essendo solubile passa immediatamente in soluzione. Questa reazione è fortemente esotermica, ossia svolge molto calore. Le soluzioni degli idrossidi sono basiche, proprietà che le rende viscide al tatto, irritanti e, se concentrate, corrosive per la pelle e soprattutto per gli occhi. La basicità delle soluzioni è riconoscibile per la capacità di impartire un colore blu alle cartine al tornasole e alle cartine indicatrici universali e un colore rosa alla fenolftaleina. Scopo dell’esperienza è far reagire il litio e il sodio con l’acqua e osservare le analogie e le differenze nel loro comportamento.

sce molto energicamente, ma non tanto da incendiare il gas che si sviluppa. Tuttavia, se poco prudentemente si aggiunge una quantità maggiore di sodio a poca acqua, il sodio può reagire in modo violento innescando una combustione esplosiva [Fig. 2].

2. Al termine della reazione, immergi la bacchetta nella soluzione ottenuta, estraila e bagna le cartine indicatrici con il liquido aderente alla punta della bacchetta: sia la cartina al tornasole sia la cartina indicatrice universale si colorano in blu. In alternativa, puoi aggiungere alla miscela di reazione qualche goccia della soluzione di fenolftaleina: la soluzione così prodotta è colorata in rosa. RISPONDI QUINDI ALLE DOMANDE

ESEGUI LA REAZIONE E OSSERVA I FENOMENI

1. Questa parte dell’esperienza è piuttosto pericolosa; è quindi necessario che tu la svolga sotto cappa con l’assistenza dell’insegnante, indossando camice, guanti e occhiali protettivi. Taglia con un coltello un frammento molto piccolo di litio e con la punta del coltello stesso introducilo con cautela nel becher riempito circa a metà con acqua; ripeti la stessa operazione con il sodio in un altro becher. In ciascun caso, puoi notare che il frammento del metallo galleggia e si sposta sull’acqua, cambiando direzione quando urta le pareti del becher. Il litio dà luogo a una vivace formazione di gas, ma senza sviluppo di fiamme [Fig. 1]. Il sodio reagi-

1. Il litio e il sodio sono duri o teneri? 2. Perché galleggiano? 3. Qual è la causa del movimento dei due metalli sulla superficie dell’acqua? 4. Perché il sodio può incendiarsi? 5. A quali sostanze è dovuta la basicità delle due soluzioni? 6. Vi è differenza fra litio e sodio nella vivacità della reazione con acqua?

Figura 1 La reazione del litio con l’acqua (a destra campioni di litio). Figura 2 La reazione esplosiva del sodio con l’acqua (a destra campioni di sodio).

UNITÀ 11

Il sistema periodico degli elementi

Chimica for the future Terre rare in Europa e green economy Terre rare nella vita quotidiana Le terre rare sono una materia prima fondamentale per la costruzione di parecchi materiali tecnologici indispensabili nel mondo attuale. Tra questi ci sono dispositivi elettronici che usiamo ogni giorno, come computer, tablet e smartphone.

Terre rare d’importazione Finora le importazioni dai Paesi extraeuropei sono riuscite a soddisfare le richieste dell’industria europea. La mancanza di un approvvigionamento interno, però, ha sempre destato preoccupazione, a causa dell’impossibilità di intervento in caso di carenze impreviste, di mancanza o riduzione di consegna e di aumento dei prezzi.

Estrarre le terre rare in Europa Per questo motivo, nel gennaio 2013 l’Unione Europea ha finanziato un progetto denominato EuRare, mirato allo sviluppo dell’industria estrattiva delle terre rare sul territorio europeo, proprio per garantire la fornitura ininterrotta di questi elementi, indispensabili per la costruzione di materiali innovativi e la transizione verso la green economy, che prevede uno sviluppo economico sostenibile.

I problemi di approvvigionamento Il professor Ioannis Paspaliaris, coordinatore del progetto che si è concluso nel 2017, ha affermato: “L’iniziativa ha riunito ricercatori provenienti da indagini geologiche, mondo accademico, società di consulenza e industria per fornire un approccio olistico alla catena di approvvigionamento europea delle terre rare.” Naturalmente sono sorti non pochi problemi, primo tra tutti la scoperta che i minerali grezzi europei sono più complessi e di qualità più scadente rispetto a quelli di provenienza extraeuropea.

ECONOMIA SOSTENIBILITÀ

Area operativa

Nuove tecnologie per estrarre le terre rare “Utilizzando processi metallurgici sia convenzionali che innovativi, è stata condotta una prova pilota sui concentrati di minerali ottenuti da depositi in Svezia e Groenlandia, oltre che su minerali provenienti dalla Norvegia e residui di bauxite dalla Grecia”, ha spiegato Paspaliaris. L’impiego di nuove tecnologie estrattive e di lavorazione ha migliorato l’efficienza e la selettività in tutte le fasi del processo industriale, fino alla produzione del metallo. Grazie allo studio dei minerali, infatti, i ricercatori coinvolti nel progetto EuRare sono riusciti a produrre tecnologie all’avanguardia, come la fumigazione di silicati, la lisciviazione ionica liquida, la separazione dell’anione e la separazione delle terre rare basata su nanoparticelle.

La mappa dei giacimenti europei Il progetto ha sviluppato anche una mappa dei giacimenti minerari di terre rare in Europa, per creare una banca dati online ad accesso libero. “I dati sono stati usati per sviluppare un metodo atto a valutare la domanda di terre rare, importante per i responsabili politici europei”, dichiara il coordinatore, “allo scopo di rafforzare il settore minerario europeo e accrescere le competenze delle persone coinvolte nel progetto”.

Un nuovo giacimento in Lapponia La scoperta del giacimento di terre rare nella Lapponia svedese, nel dicembre 2022, è di buon auspicio per la produzione di questi elementi su ampia scala a livello europeo.

Proposte di lavoro • Raccogli notizie sulla scoperta del nuovo giacimento di terre rare in Svezia e discuti opportunità e nuove sfide che ne conseguono a livello europeo e globale. • Fai una ricerca sulle terre rare che vengono impiegate nell’assemblaggio e nella funzionalità di un cellulare o di un computer o uno smartphone e presenta i risultati con un’infografica creata in PowerPoint o Canva.