Le domande della chimica compact by Principato

INTERVISTA AGLI AUTORI

Come viene facilitato l’apprendimento dei contenuti?

Definizioni delle parole chiave, frasi significative in evidenza, dimostrazioni “passo a passo” e numerosi esercizi guidati facilitano la lettura del testo e la memorizzazione dei contenuti. Per verificare il loro livello di apprendimento gli studenti hanno a disposizione problemi, esercizi e test sia nel volume che on line.

ib r

ON l i n e

Qual è il rapporto dell’opera con le nuove tecnologie?

Il marchio LibrONline indica che Le domande della chimica COMPACT fa parte della nuova generazione di testi scolastici che possiedono le caratteristiche tecnologiche previste dalle recenti circolari ministeriali. Il testo cartaceo si integra con diversi tipi di materiali on line da usare con computer o lavagna interattiva : video e animazioni che facilitano la comprensione dei contenuti,testi in formato pdf per l’approfondimento dei contenuti, pagine interattive e percorsi in power point utili per il ripasso e la preparazione alle verfiche, file audio mp3 scaricabili.

■ Intervista agli autori

MAURIZIO ARTONI

ALBERTO DAZZI

Le domande della chimica compact

Corso interattivo di elementi di chimica generale e organica

PRINCIPATO

Direzione editoriale: Franco Menin Redazione: Marinella Torri Progetto grafico e copertina: Roberto Ducci Collaborazione redazionale: Fabio Beninati, Elena Ciceri Ricerca iconografica: Fabio Beninati Illustrazione di copertina: Daniele Attia Si ringrazia il Dirigente scolastico del Liceo Scientifico Giacomo Ulivi di Parma per aver gentilmente concesso l’utilizzo del laboratorio di chimica per la realizzazione degli esperimenti.

ISBN 978-88-416-5825-3

Le domande della chimica COMPACT

Prima edizione: Gennaio 2010 Ristampe 2016 2015 VII

2014 VI

2013 V

2012

2011

III

2010 II

Printed in Italy © 2010 – Proprietà letteraria riservata. È vietata la riproduzione, anche parziale, con qualsiasi mezzo effettuata, compresa la fotocopia, anche ad uso interno o didattico, non autorizzata. Le fotocopie per uso personale del lettore possono essere effettuate nei limiti del 15% di ciascun volume dietro pagamento alla SIAE del compenso previsto dall’art. 68, commi 4 e 5, della legge 22 aprile 1941 n. 633. Le riproduzioni per finalità di carattere professionale, economico o commerciale, o comunque per uso diverso da quello personale, possono essere effettuate a seguito di specifica autorizzazione rilasciata da AIDRO, corso di Porta Romana 108, 20122 Milano, e-mail segreteria@aidro.org e sito web www.aidro.org.

Casa Editrice G. Principato S.p.A http://www.principato.it Via Fauché 10 – 20154 Milano e-mail: info@principato.it

Impaginazione: AG-Media – Milano Stampa: STIAV srl – Calenzano (FI)

INDICE

1 LA MATERIA E LE SUE PROPRIETÀ 8

Tema

1 a materia e l’energia 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8

rONl in e

2 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7

he cosa è la chimica? La chimica è una scienza quantitativa Le caratteristiche della materia che si possono misurare L’energia e le sue proprietà La temperatura e il calore La pressione La mole, la costante di Avogadro, l’unità di mass atomica I due volti della chimica domande ed esercizi t t

ateria e i suoi stati fisici miscugli I miscugli eterogenei Le soluzioni sono miscugli omogenei Le sostanze pure e le molecole Le sostanze e i loro stati di aggregazione I passaggi di stato I solidi cristallini e i solidi amorfi domande ed esercizi test

13 16 18 Li

ne O N lin

5 27

5.1 5.2 5.3

28 28 29 30 32

5.4 5.5 5.6

ne O N lin

3.4

ai composti agli atomi componiamo le sostanze pure I composti, gli elementi e le sostanze elementari Dalle leggi ponderali della chimica alla teoria atomica La massa degli atomi

domande ed esercizi test Li

azioni chimiche, stechiometria, le soluzioni Che cosa è una reazione chimica? Il bilanciamento delle reazioni La stechiometria, lo studio quantitativo delle reazioni Le soluzioni e la loro concentrazione La solubilità L’osmosi e la pressione osmotica domande ed esercizi t t

74 74 76 79 81 85 87 89 90

NI AD EFFETTO

GLI ETEROGENEI, MISCUGLI OMOGENEI

ESPERIMENTI

LA PIROLISI DEL MARMO

ESPERIMENTI

L’ELETTROLISI DELL’ACQUA

2 DAGLI ATOMI AI LEGAMI FISICI 6

46 46 48

6.2 6.3 6.5

51 54

6.4

PER SAPERNE DI PIÙ

ONl in e br

AVOGADRO

Tema

3.2 3.3

ERO DI

62 63 64 67 68 71 72

SI BILANCIANO LE REAZIONI CHIMICHE

ATI FISICI DELL’ACQUA

e formule delle sostanze La massa delle molecole La mole e la massa molare Il principio di Avogadro e il vol. molare dei gas La valenza domande ed esercizi t t

CUCINA

ticolari L

4.2 4.3 4.4 4.5

E DEL FUTURO

CHIMICA

ONl in e ib r

4 e formule chimiche alle molecole 62

10 10 11

58 59 60

atomo elettricità La scoperta delle particelle subatomiche Il modello atomico a gusci elettronici Il numero atomico, il numero di massa, la massa atomica Gli elettroni di valenza domande ed esercizi test

92 94 94 96 97 100 102 104 104

CHIMICA E AMBIENTE

106 Li

ne rO N lin

RIMENTO DI

RUTHERFORD ■ Indice

MATERIA E LE SUE 3 LA TRASFORMAZIONI

Tema

7 7.2 7.3 7.4 7.5

Sistema Periodico degli elementi Sistema Periodico La disposizione degli elementi nel Sistema Periodico Le proprietà periodiche degli elementi L’elettronegatività I metalli e i non metalli

108 108

10 10.2 10.3 10.4 10.5

111 112 115 116

10.6 10.7

CHIMICA IERI CHIMICA OGGI

futuro domande ed esercizi test Li

ON lin e

8 8.2 8.3 8.4 8.5 8.6

ON lin e

EMA

119 120 121

PERIODICO

legame chimico ’origine e la natura del legame chimico Il legame ionico Il legame covalente Il legame dativo Il legame covalente polarizzato e le forze di Van der Waals Il legame a idrogeno domande ed esercizi t t

122 122 122 125 128

ON li ne

11.2 11.3 11.4

130 132 134 135

11.5 11.6

LVATAZIONE DEL CLORURO DI SODIO

e leggi delle reazioni chimiche e caratteristiche delle reazioni chimiche Il calore di reazione L’equilibrio chimico La legge di azione di massa Il principio dell’equilibrio mobile di Le Chatelier La velocità di reazione I catalizzatori domande ed esercizi test

158 160 160 161 162 165 167 171 175 104 104

LIBRIO CHE CAMBIA I COLORI

azioni acido-base a definizione di acido e di base secondo Arrhenius La definizione di acido e di base secondo Brönsted e Lowry La forza degli acidi e delle basi L’autoionizzazione e il prodotto ionico dell’acqua L’unità di misura dell’acidità: il pH Gli indicatori acido-base domande ed esercizi test

180 180 182 184 187 188 191 193 194

CHIMICA E SALUTE

9 9.2 9.3

ON lin e

a nomenclatura chimica Quando nel nome c’è la sostanza: la nomenclatura chimica I composti binari I composti ternari domande ed esercizi t t UN NOME AI COMPOSTI

■ Indice

138 146 155 156

O N lii n e ib r

196 AMO IL PH DI ALCUNE SOSTANZE

INDICE

Tema

12 12.2 12.3 12.4 12.5 12.6

e reazioni di ossido-riduzione 198 numero di ossidazione 198 L’ossidazione e la riduzione 202 Le reazioni redox e le semireazioni 206 La pila Daniell e le celle elettrochimiche 208 L’elettrodo standard a idrogeno e i potenziali normali di riduzione 212 L’elettrolisi 214 domande ed esercizi 217 test 218

4 LA CHIMICA DEL CARBONIO

222

13 composti del carbonio: 10.1 13.2 13.3 13.4 13.5

li idrocarburi Il carbonio è un elemento un po’ speciale Le famiglie dei composti organici: gli idrocarburi L’isomeria Il benzene e i composti aromatici La combustione degli idrocarburi domande ed esercizi test

224 224 225 230 232 235 236 236

CHIMICA E AMBIENTE

ON li ne ib r

CHIMICA E AMBIENTE

220 FUNZIONA LA PILA

DANIELL Li

ON lin e br

14.2 14.3 14.4 14.5 14.6 14.7

O N liin e

238 E DEGLI ALCANI

miglie dei composti organici composti organici sono raggruppati in famiglie Gli alcoli e i fenoli Le aldeidi e i chetoni Gli acidi carbossilici Gli esteri I composti organici azotati: le ammine e le ammidi I polimeri domande ed esercizi t t

240 240 241 243 244 246 247 248 250 251

ONIFICAZIONE

252 256

Indice analitico Fonti iconografiche ■ Indice

Dai composti agli atomi In questo capitolo ■ impareremo

a distinguere elementi, sostanze elementari e composti e a deﬁnirli correttamente. ■ conosceremo una prima deﬁnizione di atomo. ■ conosceremo la massa atomica e impareremo a usare questa unità di misura.

3.1

Possiamo scomporre le molecole?

LIM perimenti

La pirolisi del marmo

Scomponiamo le sostanze pure L’uso di particolari metodi fisici consente di separare i componenti di un miscuglio, omogeneo o eterogeneo, e di ottenere sostanze pure o ad un notevole stato di purezza. Abbiamo supposto che le sostanze pure siano costituite da molecole, unità strutturali tutte uguali per ogni sostanza: ma le molecole sono i componenti più piccoli in cui si può suddividere la materia? Rispondiamo a questa domanda realizzando alcune esperienze in laboratorio. Le forme più pure del marmo bianco di Carrara sono costituite da un’unica sostanza chiamata carbonato di calcio, la cui formula chimica è CaCO3.Se riscaldiamo un pezzo di marmo oltre i 900 °C per un tempo sufficientemente lungo, possiamo notare che si trasforma in due sostanze diverse: ■ una sostanza solida bianca, friabile, che si scioglie in acqua formando una sostanza lattiginosa: è l’ossido di calcio, che ha formula CaO; ■ una sostanza gassosa che si libera nell’aria; la sua formazione può essere rilevata con appositi strumenti e risulta essere l’anidride carbonica, CO2. Il marmo è quindi una sostanza scomponibile per mezzo del calore; molte altre sostanze sottoposte ad un energico riscaldamento, si decompongono e danno origine a sostanze di tipo diverso. Questo fenomeno è chiamato pirolisi ■ Figura 3.1.

■ Figura 3.1

La pirolisi del marmo

Frammenti di marmo sono collocati in una capsula di porcellana.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

La capsula è posta su un fornelletto acceso: il marmo viene portato a una temperatura superiore a 900 °C.

Dopo prolungato riscaldamento il carbonato di calcio che forma il marmo si trasforma in anidride carbonica, una sostanza gassosa, e in ossido di calcio, un solido bianco e friabile che si scioglie in acqua.

Le domande della chimica Come si può risalire ll’età di un graffito resistorico o di un apiro egizio?

Su quale principio si basano le datazioni?

Spesso alla televisione e su Internet viene data la notizia del ritrovamento di reperti archeologici e della loro possibile età.

Il voltametro di Hofmann

Un’altra tecnica che permette di scomporre le sostanze è l’elettrolisi, ovvero la scissione delle sostanze per mezzo dell’elettricità. Un esempio di elettrolisi, facilmente eseguibile in laboratorio, è l’elettrolisi dell’acqua. Per eseguire questo processo si utilizza uno strumento, il voltametro, che nella sua forma più semplice è costituito da una sorgente di corrente elettrica continua (ad esempio una pila da 4,5 V), due elettrodi metallici (generalmente fili di rame), ciascuno dei quali è collegato a uno dei poli della pila, e due raccoglitori per i gas che si formano nel processo. Uno strumento più raffinato, ma con le stesse funzioni del precedente, è il voltametro di Hofmann. Per eseguire l’elettrolisi aggiungiamo qualche goccia di acido solforico, H2SO4, ad una certa quantità di acqua per aumentarne la conducibilità elettrica; poniamo questa soluzione nel voltametro e applichiamo una corrente elettrica continua. In corrispondenza di ciascun elettrodo osserviamo la liberazione di bollicine di gas: più precisamente all’elettrodo negativo si forma un volume di gas doppio rispetto a quello che si forma all’elettrodo positivo. Questi gas sono, rispettivamente, idrogeno e ossigeno: le quantità raccolte nei due tubi laterali del voltametro corrispondono alla formula dell’acqua, che tutti conosciamo: H2O ■ Figura 3.2.

■ Figura 3.2

L’elettrolisi dell’acqua

LIM perimenti

L’elettrolisi dell’acqua

Una soluzione di acqua e acido solforico viene versata nel tubo centrale del voltametro e si distribuisce nei due tubi laterali.

Al voltametro è applicata una corrente continua.

Si osserva la liberazione di bollicine di ossigeno e di idrogeno che si raccolgono nei tubi graduati.

■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

Foto QUIZ

DaI rIfIuTI aLL’energIa

Negli ultimi anni lo smaltimento dei rifiuti è diventato un grosso problema. Spesso si sente parlare di inceneritori, termovalorizzatori e impianti per la pirolisi: quali sono le differenze fra questi processi di trattamento dei rifiuti?

L’acqua è quindi composta da idrogeno e ossigeno, due elementi che hanno come simbolo, rispettivamente, H e O; ciò è confermato anche dal fatto che facendo reagire i due gas, in pratica bruciando l’idrogeno, si ottiene di nuovo acqua. elettrolisi ACQUA ––––––––––––––––—→ OSSIGENO + IDROGENO combustione OSSIGENO + IDROGENO ––––––––––––––––—→ ACQUA

Con metodi tecnicamente più complessi è possibile eseguire l’elettrolisi di altre sostanze: ad esempio, dall’elettrolisi dell’idrossido di sodio fuso (NaOH) si ottengono sodio e ossigeno, mentre dall’elettrolisi del cloruro di sodio fuso (NaCl) si ottengono sodio e cloro, un gas, quest’ultimo, chiamato così per il suo colore verde (“cloro” in greco significa “verde”). L’idrossido di sodio e il cloruro di sodio sono quindi sostanze pure ulteriormente divisibili in sostanze più semplici; un’entità più elementare, il sodio, è comune alle due sostanze.

3.2

I composti, gli elementi e le sostanze elementari Gli esperimenti descritti dimostrano che certe sostanze pure sono scomponibili in sostanze più semplici.

Le sostanze pure ulteriormente divisibili in sostanze più semplici si chiamano composti; la loro unità strutturale è la molecola. Questa definizione non è completamente esatta in quanto molti composti non sono costituiti da molecole ma da raggruppamenti ionici, cioè da un insieme di particelle elettricamente cariche, gli ioni. Poiché sia le molecole sia i raggruppamenti ionici sono scomponibili in entità più semplici, non possono essere considerati le più piccole unità strutturali della materia. fino a che punto è possibile suddividere i composti?

Dobbiamo perciò supporre che esistano sostanze pure non ulteriormente divisibili in sostanze più semplici; queste sostanze sono gli elementi. Le sostanze pure che non sono ulteriormente divisibili in sostanze più semplici si chiamano elementi. Se rileggiamo le formule delle sostanze che abbiamo sottoposto a scomposizione, CaCO3, H2O, NaOH, NaCl, notiamo che i simboli O, H e Na sono presenti in più formule; come abbiamo visto questi sono i simboli, rispettivamente, degli elementi ossigeno, idrogeno e sodio. Inoltre, Ca è il simbolo dell’elemento calcio e Cl dell’elemento cloro.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

H Si Ne F

O Al N

B Na Cl

P K Br I principali elementi chimici. Colori e dimensioni degli elementi sono una rappresentazione convenzionale usata in questo testo.

L’atomo è l’unità strutturale degli elementi

Nei composti, gli elementi costitutivi perdono le loro caratteristiche originarie. Ad esempio, il cloruro di sodio, NaCl, il comune sale da cucina che tutti conosciamo come solido cristallino, è formato dall’elemento cloro, un gas con effetti asfissianti, e dall’elemento sodio, un solido dall’aspetto metallico che, messo in acqua, reagisce liberando una grande quantità di energia. Nessuna di queste caratteristiche viene mantenuta nel sale da cucina. Che cosa ci garantisce che le sostanze ottenute dalla scomposizione dei composti non siano dei composti a loro volta? Ancora una volta la risposta deriva dall’esperienza e dalle tecniche elaborate dai chimici nel corso di almeno due secoli di sperimentazioni: non è possibile scindere ulteriormente gli elementi con metodi chimici. In passato non era sempre facile determinare se una sostanza pura fosse un composto o un elemento; spesso la natura di composto di una sostanza veniva riconosciuta utilizzando un procedimento di sintesi, cioè l’inverso della scomposizione. Ad esempio, si può verificare la natura di composto dell’anidride carbonica, CO2, dimostrando che è il risultato della combustione del carbonio, cioè della sua combinazione con l’ossigeno: C

CO2

combustione ANIDRIDE CARBONICA CARBONIO + OSSIGENO ––––––––––––––— →

Le esperienze descritte ci permettono di concludere che le molecole, o i raggruppamenti ionici, le unità strutturali dei composti, non sono i mattoni elementari della materia in quanto sono scomponibili in entità più semplici. Poiché un composto è costituito da elementi diversi, anche la molecola o il raggruppamento ionico di quel composto saranno costituiti da unità diverse. L’unità strutturale di ogni elemento prende il nome di atomo, che in greco antico significa “particella indivisibile”. L’unità strutturale di un elemento è l’atomo di quell’elemento. Gli atomi sono i più piccoli componenti delle sostanze. Le molecole, o i raggruppamenti ionici, secondo tale ipotesi, sono il risultato della combinazione di un numero più o meno grande di atomi. Nel XIX secolo i chimici si chiesero se negli elementi gli atomi fossero isolati e mantenessero la propria individualità, oppure fossero legati fra loro a due, a tre, a quattro, e così via, formando molecole poliatomiche costituite da atomi della stesso elemento. Il risultato della ricerca portò alla conclusione che gli elementi possono esistere in natura in forma monoatomica oppure essere costituiti da molecole bi-, tri-, tetra, poliatomiche ■ Figura 3.3.

■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

■ Figura 3.3

alcune sostanze elementari

] P4

Ozono O3

Carbonio C

Le sostanze elementari sono sostanze pure formate da atomi dello stesso elemento. L’unità costitutiva di una sostanza elementare è una molecola poliatomica di quell’elemento. La ■ TABELLA 3.1 riassume i diversi tipi di sostanze pure e le loro unità strutturali. ■ TABELLA 3.1

LE SOSTANZE PURE E LORO UNITÀ STRUTTURALI Sostanza pura

Unità strutturale

Esempi

Elemento

atomo

H, O

Sostanza elementare

Molecola

H2, O2

Composto

Molecola

H2O

■ T1 – La materia e le sue proprietà

Per rappresentare simbolicamente gli elementi, si usano le lettere dell’alfabeto; alcuni elementi vengono indicati con una lettera maiuscola, altri con due lettere, la prima delle quali maiuscola e la seconda minuscola. Nella ■ TABELLA 3.4 di pagina 57 sono riportati i nomi degli elementi e i loro simboli.

Come si rappresentano gli elementi?

3.3

Dalle leggi ponderali della chimica alla teoria atomica La formulazione della teoria atomica della materia, avvenuta all’inizio del XIX secolo, fu la conseguenza di una lunga serie di ricerche, condotte nella seconda metà del secolo precedente, che avevano per oggetto lo studio dei rapporti ponderali, cioè dei rapporti di massa con cui elementi e composti reagiscono tra loro. Un primo fondamentale contributo allo studio quantitativo dei fenomeni chimici si deve al lavoro del chimico francese a. Lavoisier (1743-1794) che formulò la legge della conservazione della massa.

In una trasformazione chimica la somma delle masse dei reagenti,le sostanze prima della reazione, è uguale alla somma delle masse dei prodotti, le sostanze che si ottengono alla fine della reazione. Un semplice esperimento consente di illustrare la legge di conservazione della massa ■ Figura 3.4.

■ Figura 3.4

reazione tra cloruro di sodio e nitrato d’argento

In una beuta contenente una soluzione di cloruro di sodio è inserita una provetta contenente una soluzione acquosa di nitrato d’argento, sistemata verticalmente per evitare il contatto fra le due soluzioni; la beuta tappata è pesata su una bilancia monopiatto.

La beuta viene inclinata in modo da versare il contenuto della provetta: le due soluzioni, venute a contatto, reagiscono.

Si osserva la formazione di un precipitato bianco lattiginoso, cioè una sostanza che si separa allo stato solido e non si scioglie in acqua. Ripesando la beuta, si nota che la massa complessiva non è affatto cambiata.

La reazione appena descritta dimostra che la massa dei prodotti finali di una reazione è uguale alla massa dei reagenti di partenza. Un secondo importante risultato nel campo della chimica quantitativa fu ottenuto dal chimico francese J. L. Proust (1754-1826). Egli aveva notato che gli elementi reagiscono tra loro secondo rapporti di massa ben definiti. Ad esempio, il ferro reagisce con lo zolfo sempre nel rapporto di massa di 1,74 a 1. Quindi, 8,7 g di ferro reagiscono con 5 g di zolfo: 8,7 g 1,74 ———— = ———— 5g 1 ■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

Allo stesso modo, 55,8 g di ferro reagiscono con 32 g di zolfo: 55,8 g 1,74 ———— = ———— 32 g 1 Se uno dei due elementi è presente in quantità superiore a quella necessaria, la quantità in eccesso non reagisce; se ad esempio facciamo reagire 57 g di ferro con 32 g di zolfo, reagiranno soltanto 55,8 g di ferro, mentre non reagiranno 1,2 g in eccesso. Lo stesso discorso, naturalmente, vale per un eccesso di zolfo rispetto al ferro ■ Figura 3.5.

Fe : S =

55,8 g = 1,74 32 g

Fe 1,2 g

Fe : S =

55,8 g = 1,74 32 g

S 8g

Fe : S =

55,8 g = 1,74 32 g

S 7,3 g

Fe : S =

57 g = 1,74 32,7 g

Fe 55,8 g

S 32 g

FeS 87,8 g

Fe 57 g

S 32 g

FeS 87,8 g

Fe 55,8 g

S 40 g

FeS 87,8 g

Fe 57 g

S 40 g

FeS 89,7 g

■ fIgura 3.

La legge delle proporzioni deﬁnite

Il rapporto tra le quantità in grammi di ferro e zolfo coinvolte nella reazione di formazione del solfuro di ferro, FeS, rimane sempre costante. Se si modificano le masse di ferro e zolfo si osserva che la parte eccedente degli elementi rimane come residuo della reazione.

La legge formulata da Proust viene chiamata legge delle proporzioni definite. Due o più elementi reagiscono per dare un composto, secondo rapporti di massa definiti e costanti.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

esercizi con la bussola

Il cloruro di sodio, il comune sale da cucina, è un composto di sodio e cloro; 200 g di sale da cucina contengono 78,6 g di sodio e 117,4 g di cloro. Determinare il contenuto di sodio e cloro in 500 g di sale. La bussola

Calcoliamo prima il contenuto di sodio: se in 200 g di sale sono contenuti 78,6 g di sodio in 1 g di sale ne saranno contenuti una quantità x. L’esercizio può essere risolto utilizzando subito la seguente proporzione: 200 : 78,6 = 1 : x 78,6 g x = ————— = 0,393 200 g Il contenuto di sodio in 500 g sarà quindi:

0,393 ∙ 500 g = 196,5 g

Essendo il sale da cucina un composto dei soli sodio e cloro, il contenuto di cloro può essere determinato per differenza:

500 g – 196,5 g = 303,5 g

L’esercizio può essere risolto anche utilizzando subito la seguente proporzione:

78,6 g : 200g = x : 500 g

in cui x rappresenta la massa in grammi di sodio contenuta nei 500 g di sale: 78,6 g ∙ 500 g x = ————–———– = 196,5 g 200 g E ora risolvi tu

L’ammoniaca è un composto di idrogeno ed azoto: se per ottenere 340 g di ammoniaca è stato necessario far reagire 60 g di idrogeno e 280 g di azoto, quanto idrogeno e quanto azoto bisogna far reagire per ottenere 100 g di ammoniaca?

Un altro contributo a questa ricerca venne dagli studi del fisico e chimico inglese J. Dalton (1766-1844). Egli notò che alcuni elementi possono produrre più di un composto combinandosi con uno stesso elemento; i due elementi si combinano ogni volta secondo rapporti di massa ben precisi. Ad esempio, se 1 g di idrogeno si combina con 8 g di ossigeno forma l’acqua; esiste però un composto che deriva dalla combinazione di 1 g di idrogeno con 16 g di ossigeno, cioè una quantità esattamente doppia della precedente; in questo caso si forma l’acqua ossigenata. Nella ■ TABELLA 3.2 sono elencati i composti che l’ossigeno forma con alcuni elementi. Possiamo notare che con la massa costante di ogni elemento si combinano masse diverse di ossigeno, ma legate da rapporti espressi da multipli interi. ■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

■ TABELLA 3.2

COMPOSTI FORMATI DA OSSIGENO E ALTRI ELEMENTI Elemento che si combina con l’ossigeno

Rapporto di combinazione fra la massa costante dell’elemento e la massa dell’ossigeno

idrogeno (H) Carbonio (C)

azoto (N)

Formula del composto risultante dalla combinazione

1:8

H2O

1:16

H2O2

3:4

3:8

CO2

7:4

N2O

7:8

7:12

N2O3

7:16

NO2

7:20

N2O5

I risultati del lavoro di Dalton sono sintetizzati nella legge delle proporzioni multiple. La legge delle proporzioni multiple afferma che masse diverse di un elemento che si combinano con la massa costante di un altro elemento per formare composti diversi, stanno fra loro in rapporti di massa espressi da numeri interi. Furono le esperienze descritte ad indurre lo stesso Dalton, nel 1808, a supporre che la materia fosse formata da entità discrete, particelle ben distinte e non ulteriormente divisibili: gli atomi. Gli elementi sarebbero stati costituiti da atomi, tutti uguali tra loro e diversi da quelli degli altri elementi. L’atomo di un elemento è la più piccola particella di materia che conserva le proprietà caratteristiche di quell’elemento. ■ ■ ■ ■ ■

3.4 Quanto pesa un atomo?

La teoria atomica di Dalton afferma che: la materia è costituita da particelle indivisibili, gli atomi l’atomo è la più piccola parte di un elemento tutti gli atomi di un elemento sono uguali e presentano la stessa massa atomi di elementi diversi sono diversi e hanno massa diversa le trasformazioni chimiche avvengono tra atomi interi. Essi conservano la loro identità e non vengono creati o distrutti nel corso della reazione.

La massa degli atomi Quanto pesa un atomo? È verosimile pensare che gli atomi siano entità estremamente piccole e che la loro massa sia impossibile da misurare con una comune bilancia, per quanto molto sofisticata. I chimici, ad opera dello stesso Dalton, scelsero una unità di misura convenzionale rappresentata dall’elemento più leggero, l’idrogeno, al quale venne assegnato un valore di massa unitario. Le masse atomiche calcolate con questo metodo sono masse atomiche relative che rappresentano semplicemente un multiplo dell’unità convenzionale.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

Dopo due secoli di ricerche scientifiche, la teoria di Dalton conserva intatto il proprio valore storico ma non può più essere ritenuta completamente valida. Oggi disponiamo di uno strumento, lo spettrometro di massa, che ci permette di “pesare” gli atomi e di attribuire loro una massa effettiva, espressa in grammi. Ad esempio, la massa dell’atomo di idrogeno, misurata con questo strumento, è risultata essere 1,67 ×10–24 g. I dati forniti da questo strumento ci obbligano a modificare radicalmente la concezione di Dalton secondo la quale tutti gli atomi di un elemento sono uguali e hanno la stessa massa. Se ad esempio analizziamo il magnesio con lo spettrometro di massa, scopriamo che di questo elemento, in natura, non esiste solo un tipo di atomo, ma tre tipi, diversi per il valore della loro massa.

gli atomi di un elemento hanno veramente tutti la stessa massa?

Gli atomi di uno stesso elemento che differiscono per il valore della loro massa sono detti isotopi di quell’elemento.

abbondanza relativa

Nella ■ TABELLA 3.3 sono riportate le masse atomiche e l’abbondanza in natura degli isotopi del magnesio: ■ TABELLA 3.3

8 7

MASSA ATOMICA E ABBONDANZA DEGLI ISOTOPI DEL MAGNESIO

6 5 4

MASSA ATOMICA (dalton)

ABBONDANZA (% di atomi)

23,99264

78,99

24,99375

10,00

25,99080

11,01

2 1 0 21

26 27 28 massa relativa

Massa e peso a confronto

Gli isotopi sono contraddistinti da un numero in alto a sinistra del simbolo: il numero di massa atomica, che, come vedremo, corrisponde al numero intero più vicino alla massa atomica dell’isotopo. I tre isotopi del magnesio sono ad esempio rappresentati nel modo seguente: 24Mg, 25Mg, 26Mg.

L’unità di massa atomica

Queste considerazioni permettono di comprendere meglio il concetto di unità di massa atomica. Nel 1961 l’Unione Internazionale per la Chimica Pura e Applicata (IUPAC) ha formulato la seguente definizione di unità di massa atomica:

L’unità di misura di massa atomica internazionale, o dalton (u), è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12 (12C).

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■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

Il carbonio-12 è l’isotopo più abbondante nella miscela isotopica del carbonio naturale; la sua massa in grammi, ricavata con lo spettrometro di massa, è 1,992 · 10–23 g; il valore dell’unità di massa atomica (u), detta anche dalton, è quindi il seguente: 1,992 · 210–23 g 1 u = ————————— = 1,66 ⋅ 10–24 g 12 La massa atomica di un elemento, espressa in dalton, corrisponde al rapporto fra il valore in grammi della massa di un atomo di quell’elemento e il valore in grammi del dalton. Ad esempio, la massa atomica del potassio è 6,491 ⋅ 10-23 g; trasformata in dalton diventa: 6,491 · 10–23 g ————————— = 39,1 u 1,66 · 10–24 g La scoperta degli isotopi obbliga però a ricercare una definizione più rigorosa del concetto di massa atomica. Infatti, se atomi di uno stesso elemento hanno masse diverse, qual è l’effettiva massa atomica di un elemento? Il problema è stato risolto nel modo seguente: La massa atomica di un elemento è la media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi. Per media ponderata delle masse atomiche si intende la massa media che si ricava tenendo conto dell’abbondanza in natura di ogni isotopo di un dato elemento. La ■ TABELLA 3.4 contiene i nomi, i simboli e le masse atomiche di tutti gli elementi, naturali e artificiali, noti attualmente. Le masse atomiche indicate sono le medie ponderate delle masse degli isotopi di ciascun elemento. Agli elementi con simbolo Uub e Uuq non è ancora stato assegnato un nome ufficiale.

esercizi con la bussola

Calcola la massa atomica del magnesio come media ponderata delle masse dei suoi isotopi La bussola

Utilizziamo i dati contenuti nella Tabella 3.4, relativi agli isotopi del magnesio. La massa atomica di questo elemento si calcola con la seguente operazione: 23,99264 u · 78,99 + 24,99375 u · 10,00 + 25,99080 u · 11,01 Massa atomica = ———————————————————————————————— = 24,31274 u 78,99 + 10,00 + 11,01 E ora risolvi tu

Calcola la massa atomica del cloro sapendo che in natura il 75,5% degli atomi del cloro è costituito da un isotopo di massa 34,97 u, mentre il restante 24,5% è costituito da un isotopo di massa 36,97 u.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

■ TABELLA 3.4

NOMI, SIMBOLI E MASSA ATOMICA (u) DEGLI ELEMENTI Elemento

Simbolo

afnio alluminio americio antimonio argento argo arsenico astato attinio azoto Bario Berillio Berkelio Bismuto Bohrio Boro Bromo Cadmio Calcio Californio Carbonio Cerio Cesio Cloro Cobalto Cripto Cromo Curio Darmstadtio Disprosio Dubnio Einstenio Elio Erbio Europio Fermio Ferro Fluoro Fosforo Francio gadolinio gallio germanio Hassio idrogeno indio iodio iridio itterbio ittrio Lantanio Lawrenzio Litio Lutezio Magnesio Manganese Meitnerio

Hf al am Sb ag ar as at ac N Ba Be Bk Bi Bh B Br Cd Ca Cf C Ce Cs Cl Co Kr Cr Cm Ds Dy Db Es He Er Eu Fm Fe F P Fr gd ga ge Hs H in i ir Yb Y La Lr Li Lu Mg Mn Mt

Massa atomica 178,49 26,982 243,061 121,757 107,868 39,948 74,922 209,987 227,028 14,007 137,327 9,012 247,07 208,98 [264] 10,811 79,904 112,411 40,078 251,08 12,011 140,115 132,905 35,453 58,933 83,8 51,996 247,07 [271] 162,5 [262] 252,083 4,003 167,26 151,965 257,095 55,847 18,998 30,974 223,02 157,25 69,723 72,61 [277] 1,008 114,818 126,904 192,22 173,04 88,906 138,906 260,11 6,941 174,967 24,305 54,938 [269]

Elemento Mendelevio Mercurio Molibdeno Neodimio Neon Nettunio Nichel Niobio Nobelio Olmio Oro Osmio Ossigeno Palladio Piombo Platino Plutonio Polonio Potassio Praseodimio Promezio Protoattinio radio radon rame renio rodio roentgenio rubidio rutherfordio rutenio Samario Scandio Seaborgio Selenio Silicio Sodio Stagno Stronzio Tallio Tantalio Tecnezio Tellurio Terbio Titanio Torio Tulio Tungsteno ununbio ununquadio uranio Vanadio Xeno Zinco Zirconio Zolfo

Simbolo Md Hg Mo Nd Ne Np Ni Nb No Ho au Os O Pd Pb Pt Pu Po K Pr Pm Pa ra rn Cu re rh rg rb rf ru Sm Sc Sg Se Si Na Sn Sr Tl Ta Tc Te Tb Ti Th Tm W uub uuq u V Xe Zn Zr S

Massa atomica 256,094 200,59 95,94 144,24 20,18 237,048 58,693 92,906 259,101 164,93 196,967 190,23 15,999 106,42 207,2 195,08 244,064 209,983 39,098 140,908 144,913 231,036 226,025 222,018 63,546 186,207 102,906 [272] 85,468 [261] 101,07 150,36 44,956 [266] 78,96 28,086 22,99 118,71 87,62 204,383 180,948 98,906 127,6 158,925 47,88 232,038 168,934 183,84 [285] [289] 238,051 50,942 131,29 65,39 91,224 32,066

■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

intensità

PER SAPERNE DI PIÙ Lo spettrometro di massa Il funzionamento dello spettrometro di massa si fonda sul principio secondo cui una particella in movimento viene deviata dalla propria traiettoria da un campo magnetico in misura inversamente proporzionale alla propria massa; quanto più la particella è leggera, tanto più viene deviata dal proprio moto rettilineo. Il campione in esame viene vaporizzato: se il campione è costituito da molecole, esse vengono scomposte negli atomi che le costituiscono; gli atomi a loro volta sono ionizzati, cioè trasformati in particelle con carica elettrica. Gli ioni sono accelerati da un campo elettrico e convogliati verso un’elettrocalamita dove la loro traiettoria rettilinea viene deviata in misura inversamente proporzionale alla propria massa. Con questo strumento possiamo sapere non solo quanto pesa un certo atomo, ma anche qual è la sua abbondanza nella miscela o nel composto in esame. Ad esempio, dallo studio allo spettrometro di massa di un campione di cloruro di sodio, NaCl, ricordando che il dalton è 7 60 l’unità della massa atomica, ricaviamo la massa dei due elementi: circa 23 dalton per 50 9 il sodio e circa 35,5 dalton per il cloro; ab40 biamo inoltre la conferma che Na e Cl sono presenti nel composto nel rapporto di 1 : 1. 30 I dati ricavati dallo strumento vengono rap1 presentati in un grafico, detto spettro10 20 8 gramma, costituito da tanti picchi quanti 6 2 sono gli elementi presenti nella miscela; l’al10 5 3 4 tezza del picco ci dà una misura dell’abbon0 danza di ciascun elemento; dalla posizione 57,30 59,30 61,30 63,30 del picco si può risalire, tramite opportuni massa in Dalton calcoli, alla massa dell’elemento. ioni positivi formati durante la scarica elettrica

rilevatore fascio di ioni positivi

+ –

il fascio viene diviso in più fasci, ciascuno dei quali contiene ioni di massa uguale

– N

magnete a intensità variabile

himica risponde sistemi più usati nel campo delogia per la datazione di materiali e organica, come i pigmenti usati zzare i graﬃti e il pariro, è il metodo onio-14 chiamato anche metodo del bonio. il carbonio possiede due isoili (12C e 13C) e un isotopo radioC). in un organismo vivente il rapla concentrazione del 14C e degli isotopi rimane costante, ma dopo

■

la morte gli atomi di 14C iniziano a diminuire trasformandosi in atomi di azoto 14 (14N). La velocità con cui gli atomi di 14C decadono è conosciuta e quindi determinando il rapporto fra la concentrazione del 14C e degli altri due isotopi, (rapporto isotopico) è possibile calcolare il tempo trascorso dal decesso dell’organismo. il rapporto isotopico può essere determinato con la spettrometria di massa.

domande ed esercizi 1 Aiutandoti con quanto descritto nel paragrafo 3.1 completa i seguenti schemi di reazione: ■

acqua —————— → ossigeno + ……..

■

carbonato di calcio —————— →

….…. + ….….

■

cloruro di sodio fuso ————— →

….…. + ….……

elettricità

calore

elettricità

2 Come si chiama una sostanza che non può essere scomposta in altre sostanze più semplici? Ed una che invece può subire una tale scomposizione? 3 Indica tra le seguenti sostanze quelle che sono composti e quelle che sono invece sostanze elementari: ■

anidride carbonica CO2:

■

carbonato di calcio CaCO3: ........................................

■

cloro Cl2: ...............................................................................

■

cloruro di sodio NaCl:

■

idrogeno H2:

■

ossido di calcio CaO: .....................................................

■

ossigeno O2: ........................................................................

120Sn è il simbolo di un isotopo dello stagno. Che

cosa è un isotopo? Che cosa rappresenta il numero scritto in alto a sinistra del simbolo dell’elemento? 8 Secondo la IUPAC a che cosa è uguale l’unità di massa atomica? 9 Il litio è un elemento costituito da due isotopi, uno di massa atomica uguale a 6,016 u ed un secondo di massa atomica uguale a 7,016 u; se si calcola la massa del litio nel seguente modo: 6,015 + 7,016 ————————— u = 6,516 u 2 Che errore si compie? Trova il valore effettivo della massa atomica del litio consultando la Tabella 3.4.

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

10 La massa atomica del cobalto è 58,9 u; qual è la sua massa in grammi?

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

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

4 Il carbonio brucia combinandosi con l’ossigeno secondo la reazione:

carbonio + ossigeno —— → anidride carbonica Se dalla combustione di 60 g di carbonio si sono ottenute 220 g di anidride carbonica, quanto ossigeno si è combinato con il carbonio?

5 Che cosa afferma la legge di Proust o delle proporzioni definite? L’allumina è un composto di alluminio ed ossigeno: se un campione di 102 g di allumina contiene 54 g di alluminio e 48 g di ossigeno, calcola quanti grammi di alluminio ed ossigeno sono contenuti in 500 g di allumina.

11 Stabilisci la massa atomica del silicio sapendo che in natura sono presenti i seguenti tre isotopi: massa atomica

abbondanza

27,99

92,17%

28,99

4,71%

29,98

3,12%

13 In natura l’oro è presente con “un solo isotopo”; utilizzando la Tab lla 3 4 qual sarà la massa di tal

6 Per formare 71 g di un composto di fosforo ed ossigeno sono necessari 31 g di fosforo e 40 g di ossigeno; quanti grammi di fosforo e di ossigeno sono necessari per formare 100 g di tale composto?

■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

test Individua le affermazioni vere e quelle false.

Scegli la risposta o la definizione corretta.

a L’acqua è un composto di idrogeno e ossigeno.

1 Scaldando ad alta temperatura una sostanza pura, questa si decompone, formando altre sostanze; di che sostanza si tratta?

b La sintesi è il procedimento inverso della scomposizione.

a. Di un composto. b. Di un miscuglio eterogeneo.

c Il cloruro di sodio, essendo un composto del gas asfissiante cloro, è una sostanza pericolosa.

c. Di una sostanza elementare monoatomica. V

d Il simbolo chimico di un elemento è sempre formato da due lettere dell’alfabeto, la prima maiuscola e la seconda minuscola. V

2 Quali sostanze sono costitute da atomi? F

f Tutte le molecole sono formate da atomi.

g Tutte le sostanze sono composte da elementi V diversi.

i Durante una reazione chimica si generano nuovi atomi e atomi preesistenti vengono distrutti.

a. una molecola. c. un composto. d. un elemento.

4 Che cosa è una sostanza elementare poliatomica? a. Una sostanza elementare le cui molecole non sono costituite da atomi.

k Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento V che differiscono per la loro massa.

m Il carbonio 12, 12C, è un isotopo del carbonio.

l L’unità di massa atomica è uguale ad un dodicesimo della massa di un atomo del 12C.

■ T1 – La materia e le sue proprietà

d. Tutte le sostanze.

b. una sostanza elementare.

c. Solo le sostanze formate da molecole.

3 Una particella costituita da più atomi è:

j Secondo Dalton gli atomi di elementi diversi V presentano la stessa massa.

n L’unità di massa atomica è uguale a 1,66 ∙ 10–24 g.

a. Solo i composti. b. Solo gli elementi.

e Idrogeno, ossigeno, sodio e cloro sono composti

h Le molecole di un composto sono formate da atomi di elementi diversi.

d. Di una sostanza elementare poliatomica.

b. Una sostanza elementare le cui molecole sono costituite da atomi di elementi diversi. c. Una sostanza elementare le cui molecole sono costituite da diversi isotopi dello stesso elemento. d. Una sostanza elementare costituita da molecole formate da più di un atomo del medesimo elemento.

5 La calce viva è un composto di due elementi: il calcio e l’ossigeno; se 100 g di calce viva contengono 71,4 g di calcio, quanto ossigeno contengono? a. 16 g

c. 71,4 g

b. 28,6 g

d. 100 g

6 Quando 1 g di idrogeno si combina con 8 g di ossigeno, si formano 9 g di acqua; cosa accade se si fanno reagire 2 g di idrogeno con 24 g di ossigeno?

9 Secondo la IUPAC l’unità di massa atomica è uguale:

a. Si formano 26 g di acqua.

a. ad un dodicesimo della massa di uno degli isotopi del carbonio.

b. Si formano 27 g di acqua.

b. alla massa di un atomo di idrogeno.

c. Si formano 18 g di acqua e restano 8 g di ossigeno.

c. alla massa di un atomo di ossigeno.

d. Si formano 9 g di acqua e restano 1 g di idrogeno e 16 g di ossigeno. 7 Secondo la teoria di Dalton: a. gli atomi sono tutti uguali e hanno la stessa massa. b. gli atomi di un elemento sono tra loro uguali e hanno la stessa massa. c. gli atomi di un elemento sono tra loro uguali tranne che per la loro massa. d. non esistono nell’universo due atomi uguali. 8 Quale delle seguenti affermazioni della teoria di Dalton è risultata poi non corrispondente alla realtà? a. L’atomo è la più piccola parte di un elemento. b. Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa. c. Le trasformazioni chimiche avvengono coinvolgendo atomi interi.

d. alla massa di un grammo. 10 Sono isotopi due atomi: a. che hanno masse diverse. b. che hanno masse diverse pur appartenendo allo stesso elemento. c. che hanno la stessa massa. d. che hanno la stessa massa pur appartenendo a due elementi diversi. 11 Quale delle seguenti è la miglior definizione di massa atomica di un elemento? a. La massa degli atomi di un elemento. b. La media delle masse atomiche degli isotopi dell’elemento. c. La media ponderata delle masse atomiche degli isotopi dell’elemento. d. La somma delle masse atomiche degli isotopi dell’elemento.

d. Durante una trasformazione chimica gli atomi non vengono né creati né distrutti.

■ Capitolo 3 – Dai composti agli atomi

CHIMICA E AMBIENTE C’è l’idrogeno nel nostro futuro? L’idrogeno è un elemento molto abbondante

sul nostro pianeta, basti pensare che è uno dei componenti dell’acqua; inoltre è il migliore dei combustibili esistenti in natura. Ricavare energia dalla combustione dell’idrogeno risolverebbe molti problemi ambientali; allora perché non ci abbiamo pensato prima? La realtà è molto più complessa; scopriamo insieme quali sono i limiti e i vantaggi di quello che potrebbe diventare il combustibile del futuro.

Quanto ci costa produrre idrogeno? L'idrogeno è un gas estremamente infiammabile; la combustione di 1 kg di idrogeno libera un’energia pari a circa 140 000 kJ. Durante la combustione l’idrogeno si combina con l’ossigeno e l’acqua è il prodotto finale della reazione: 2 H2 + O2 1h 2 H2O + Energia L’impatto ambientale della reazione sembrerebbe nullo; il problema risiede nel fatto che l’idrogeno non si trova libero in natura ma occorre ricavarlo dall’acqua o da altri composti attraverso processi industriali che richiedono un notevole dispendio di energia. Il sistema di produzione attualmente più utilizzato è basato sull’impiego di idrocarburi, composti di idrogeno e carbonio, come il metano, e altri derivati del petrolio. Per ogni atomo di carbonio presente negli idrocarburi utilizzati si produce una molecola di anidride carbonica, il principale dei “gas serra” responsabili del surriscaldamento del nostro pianeta e delle modificazioni del clima globale. In effetti, la quantità di anidride carbonica ottenuta producendo idrogeno dagli idrocarburi è la stessa che si produrrebbe se uguali quantità di metano o di petrolio fossero direttamente bruciate in una centrale termoelettrica. Il rendimento energetico del processo è di circa il 75%, cioè l'idrogeno ottenuto contiene circa il 75% dell'energia contenuta nelle sostanze iniziali, mentre il 25% dell’energia mancante viene dispersa nell’ambiente sotto forma di calore non utilizzabile. Anche l’estrazione dell’idrogeno con l’elettrolisi dell’acqua richiede l’uso di energia elettrica per potere avvenire; tuttavia questa tecnologia può diventare ecosostenibile se si utilizza elettricità prodotta da fonti energetiche rinnovabili, come l’energia del Sole, o l’energia chimica di particolari microrganismi.

i batteri rado di trasformare l’energia luminosa del Sole in enerormati da decine di celle fotovoltaiche si potrebbe reacqua utilizzando una sorgente di energia praticamente Sole, e ottenendo ossigeno come prodotto di scarto. bero aiutarci nella produzione dell’energia elettrica neell’idrogeno permettendoci, tra l’altro, di non inquinare nza? No, stiamo parlando dell’applicazione di recenti ella tecnologia delle pile. Le Microbial Fuel Cell (MFC) e, sono una tecnologia messa a punto nel campo delle pila funziona grazie a particolari ceppi di batteri che ettrica e producono idrogeno attraverso il metabolismo e acque reflue. Per il momento questi dispositivi non levata, ma gli scienziati sono convinti che entro breve emi di produzione più efficienti.

106

■ T2 – Dagli atomi ai legami chimici

Viaggiare con l’idrogeno La ricerca nel settore automobilistico ha eportato alla creazione di auto con mo– + tore a idrogeno, capaci di muoversi sfruttando l’energia prodotta da una cella a combustibile alimentata con idroaria idrogeno egeno. eO O Una cella a combustibile funziona come H+ una pila: è formata da un elettrodo poH sitivo e da uno negativo, ricoperti di plaH+ H H+ tino, immersi in un elettrolita, un H+ H liquido conduttore di elettricità. L’idroH+ H+ geno molecolare viene immesso nella H + H H cella in corrispondenza dell’elettrodo H negativo al quale cede elettroni: questi, H membrana H percorrendo un filo metallico esterno O che congiunge i due elettrodi, originano una corrente elettrica. Gli ioni idroaria elettrodo elettrodo geno, H+, prodotti dalla cessione degli acqua positivo negativo calore elettroni, attraverso l’elettrolita raggiungono il polo positivo, si uniscono agli elettroni trasportati dal filo conduttore e all’ossigeno contenuto nell’aria, formando molecole di acqua. La cella a combustibile produce quindi elettricità, indispensabile per il funzionamento dell’auto, e acqua come prodotto di scarto della reazione. Le celle a combustibile sono ecologiche e modulari, cioè possono essere prodotte in scale diverse e trovare diverse applicazioni: non solo far muovere automobili, sommergibili o navicelle spaziali, ma anche permettere il funzionamento di un cellulare o di una centrale elettrica. Le prime auto a idrogeno sono state messe in commercio nel 2004. Ne esistono di tipo diverso: con doppia alimentazione (benzina e idrogeno), con idrogeno caricato nel serbatoio o con un sistema di produzione di idrogeno direttamente a bordo. I motori a idrogeno presentano numerosi vantaggi rispetto a quelli a benzina: se con 1 litro di benzina è possibile percorrere circa 20 km, con la stessa quantità in peso di idrogeno e una cella a combustibile se ne possono percorrere 110. Inoltre, per ogni chilometro percorso, un motore a benzina immette nell’ambiente oltre 200 grammi di biossido di carbonio, mentre il motore a idrogeno ha emissioni zero. Anche il rendimento di un motore a idrogeno è decisamente superiore: il 36% contro il 18% di un motore a benzina.

■ Capitolo 6 – L’atomo 107

CHIMICA E SALUTE Chimica e diete Gli alimenti di cui ci nutriamo svolgono funzioni indispensabili per il mantenimento della vita: forniscono alle cellule sostanze per la costruzione e il mantenimento della loro struttura e le riforniscono di energia. Per avere un’alimentazione corretta dobbiamo inoltre tenere conto del pH dei cibi, perché anche questo fattore agisce sul funzionamento del nostro organismo e può determinare, in ultima analisi, il nostro stato di salute.

Informarsi per mantenersi sani Gli alimenti che entrano nella dieta quotidiana sono in gran parte prodotti, trasformati e confezionati dall’industria alimentare. Le caratteristiche dei cibi confezionati sono riportate sull’etichetta, che dev contenere tutte le informazione relative al prodotto, stabilite da precis norme dell’Unione Europea: quantità, denominazione, nome del fabbricante, data di scadenza, composizione chimica e valore nutritivo dell’alimento. Quest’ultima informazione, insieme a eventuali indicazion nutrizionali, è di particolare importanza per il mantenimento della salute del consumatore, che deve però essere capace di interpretare le etichette. Il valore energetico dell’alimento, o contenuto calorico, è il dato che ci informa sulla quantità di energia che viene liberata nell’organismo quando mangiamo una certa quantità di cibo. Nelle nostre cellule, infatti, avviene una reazione esotermica simile alla combustione, la respirazione cellulare, che fornisce l’energia necessaria per permettere lo svolgimento di tutte le reazioni chimiche che caratterizzano il metabolismo cellulare. Il valore energetico è espresso in kcal o in kJ per A grammo o per 100 g di alimento. Ad esempio, 100 g di zucchero hanno un valore energetico di 400 kcal; 100 Arance g di pane hanno un valore energetico medio di 260 kcal. Carcioﬁ Dal punto di vista della composizione chimica, il pane Banane è un miscuglio di numerose sostanze, come amido, proBurro teine, acqua; il contenuto calorico indicato sull’etichetta Carne bovina grassa sarà quindi un valore medio e indicativo, diverso da un Carne bovina magra tipo di pane all’altro in relazione alle differenze anche Fagioli minime nella composizione chimica. Ma di quanta Formaggio grana energia abbiamo bisogno in una giornata? La FAO Lattuga (l’Organizzazione per l’Alimentazione e l’Agricoltura Mele dell’ONU) ha stabilito che per un uomo in giovane età Mozzarella che svolge un’attività lavorativa non troppo pesante, il Olio di oliva fabbisogno giornaliero medio di energia è di circa Pane 13400 kJ (circa 3200 kilocalorie) mentre per una donna Pasta è di circa 9600 kJ (circa 2294 kilocalorie).

196

■ T3 – La materia e le sue trasformazioni

Pere Pomodo Prosciutto crudo Riso Salame tipo Milano Spinaci Stracchino Trota Uova giallo bianco

(kcal/100 g di alimento)

45 51 0 6 4 0 5 0 0 58 225 900 260 360 61 22 345 360 468 22 6 6 8 5 7

Cibi acidi e cibi alcalini Nella nostra dieta entrano ogni giorno cibi di tipo diverso, sia per la composizione chimica sia per gli effetti che producono sul pH dell’organismo. Alcuni hanno effetti acidificanti, altri alcalinizzanti; una corretta alimentazione dovrebbe tener conto anche di queste caratteristiche chimiche degli alimenti. Un eccesso di cibi acidificanti, infatti, può provocare degli squilibri ai quali l’organismo risponde anche a scapito dei suoi stessi organi. Ad esempio, un eccessivo consumo di carni aumenta l’acidità: l’organismo fa fronte al problema mobilitando sali che normalmente hanno altre funzioni, in particolar modo il fosfato di calcio, un componente fondamentale delle ossa, che diventa maggiormente solubile a pH acido. L’acidosi quindi facilita l’impiego d’emergenza di questo sale, provocando la demineralizzazione ossea. Per contrastare gli effetti di un’alimentazione troppo ricca di proteine animali si consiglia di consumare abbondanti dosi di frutta e verdura, riducendo solo alcuni vegetali troppo acidi o ricchi di acido ossalico.

acidità crescente

pH 1

basicità crescente

■ Capitolo 11 – Le reazioni acido-base 197

domande ed esercizi 1 Scrivi le formule grezze degli alcani con 13, 14 e 15 atomi di carbonio.

4 Scrivi le formule di struttura dei seguenti idrocarburi: a. cis-3-eptene c. o-xilene

2 Indica, tra le seguenti formule grezze di idrocarburi, quelle che potrebbero essere formule di alcheni: a. C5H8

b. C5H10

d. C6H14

e. C10H20

c. C5H12

3 Indica tra le seguenti formule grezze di idrocarburi, quelle che potrebbero essere formule di alchini: a. C6H10

b. C7H14

c. C8H18

d. C9H16

b. 2-eptino d. trans-2-eptene

5 I pentani sono alcani di formula grezza C5H12; sapendo che esistono solo tre pentani isomeri, scrivi le loro formule di struttura. 6 Scrivi la reazione di combustione del pentano, C5H12, nell’ipotesi che essa avvenga in modo completo.

test Individua le affermazioni vere e quelle false.

a Il carbonio è un elemento molto elettronegativo. b Il legame tipico del carbonio è il legame covalente.

k Nella molecola del benzene, l’anello formato dagli atomi di carbonio ha la forma di un esagono V F irregolare.

l Dei sei legami C-C della molecola del benzene V tre legami sono più lunghi degli altri tre. V

Scegli la risposta o la definizione corretta.

c L’atomo del carbonio può formare più di quattro V legami covalenti con altri atomi.

d Gli atomi di carbonio possono legarsi fra di loro formando lunghe catene.

a. idrocarburi alifatici nella cui molecola sono presenti doppi legami

b. idrocarburi alifatici nella cui molecola sono presenti tripli legami

e La molecola del metano ha una struttura planare.

Gli alcani sono:

c. idrocarburi alifatici nella cui molecola non sono presenti doppi e tripli legami

f Nella molecola del metano i quattro legami C–H V sono tra loro equivalenti.

g Gli alcani sono caratterizzati dal legame covalente V semplice.

h I nomi degli alcani terminano con la desinenza V –ino.

d. idrocarburi con una molecola formata da un gruppo alifatico legato ad un anello benzenico

2 La molecola dell’etilene, H2C=CH2, ha una struttura: a. tridimensionale. b. planare.

i La formula grezza del butino è C4H6.

c. lineare.

j Il benzene ha formula C6H6.

d. nessuna delle precedenti.

236

■ T4 – La chimica del carbonio

3 Quale delle seguenti affermazioni è vera per due composti isomeri? a. Hanno la stessa formula grezza. b. Hanno la stessa formula di struttura. c. Hanno lo stesso punto di ebollizione. d. Hanno lo stesso punto di fusione.

b. planare. c. lineare. d. nessuna delle precedenti.

5 L’isomeria cis-trans riguarda: a. gli alcani. b. gli alcheni. c. gli alchini. d. nessuno dei tre.

4 La molecola dell’acetilene CH≡CH ha una struttura: a. tridimensionale.

6 Quale delle seguenti formule rappresenta meglio la struttura del benzene? H HH H H

C C

H H

a. H H

C C

H H

C H

HH H C

c. C H

C H

C C

7 Come viene denominato l’idrocarburo rappresentato nella formula? CH3

8 Gli areni sono: a. idrocarburi alifatici nella cui molecola sono presenti doppi legami. b. idrocarburi alifatici nella cui molecola sono presenti tripli legami.

CH2

c. idrocarburi alifatici nella cui molecola non sono presenti doppi e tripli legami.

CH2 CH3 a. orto-dietilbenzene

d. idrocarburi con una molecola formata da un gruppo alifatico legato ad un anello benzenico.

b. meta-dietilbenzene c. para-dietilbenzene d. tetrametilbenzene ■ Capitolo 13 – I composti del carbonio: gli idrocarburi

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CHIMICA E AMBIENTE IL PETROLIO Fra i protagonisti degli sconvolgimenti sociali ed economici che hanno caratterizzato il XX secolo e l’inizio del XXI, il petrolio riveste un ruolo di primo piano. Oggi non esiste prodotto dell’industria chimica che non abbia a che fare, direttamente o indirettamente, con il petrolio.

Alle origini del petrolio Dal punto di vista chimico-fisico, il petrolio è una miscela di idrocarburi di varia complessità e massa molecolare, composta anche da sostanze organiche contenenti ossigeno, zolfo e azoto. Si presenta come un liquido oleoso e infiammabile; il colore del petrolio varia dal giallastro al nero in relazione agli idrocarburi che lo costituiscono. Il petrolio trae origine dall’accumulo di organismi morti, in prevalenza alghe, piante acquatiche e microrganismi, sul fondo di lagune e bacini di acque salmastre. Nel corso di milioni di anni, questi materiali hanno subito profonde trasformazioni chimiche provocate da agenti microbiologici, i batteri, e da variazioni di temperatura e di pressione; il risultato è stata la produzione di queste particolari miscele di idrocarburi. Questo è il processo di formazione del petrolio sostenuto dalla teoria biogenica, condivisa dalla maggior parte degli scienziati. Altri ricercatori sostengono invece una teoria abiogenica, secondo la quale gli idrocarburi sarebbero derivati da metano d’origine inorganica, in seguito a complesse reazioni chimiche avvenute all’interno della crosta terrestre. Considerata la ragguardevole età della Terra - 4,6 miliardi di anni - le due teorie non si escludono necessariamente a vicenda.

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■ T4 – La chimica del carbonio

Una preziosa materia prima Il petrolio è noto fin dall’antichità: in alcune regioni del Medio Oriente, considerate a culla della civiltà, il petrolio che emergeva spontaneamente in superficie veniva usato per fabbricare fiaccole o per la calafatura del legno delle imbarcazioni. Oggi il petrolio viene estratto dal sottosuolo mediante trivellazioni che raggiungono anche gli 8000 metri di profondità, effettuate sia sulla terraferma sia in mare aperto. Il petrolio appena estratto, detto comunemente petrolio greggio, non è immediatamente utilizzabile ma deve essere sottoposto a distillazione frazionata, una serie di processi fisici che permette di separare i diversi idrocarburi che formano la miscela del greggio. Nel corso delle distillazione, il greggio, dopo essere stato preriscaldato ad una temperatura di circa 350 °C, è immesso alla base della colonna di distillazione, un cilindro di 7 metri di diametro e alto dai 30 ai 50 metri. A diverse altezze, nella colonna, sono disposti dei piani orizzontali perforati, chiamati piatti di distillazione. I componenti del petrolio che hanno una temperatura di ebollizione inferiore ai 350 °C salgono lungo la coonna e condensano in corrispondenza dei diversi piatti, ad una distanza tanto maggiore dalla base quanto minore è la temperatura di ebollizione di ciascun tipo di idrocarburo. In seguito, gli idrocarburi sono allontanati dalla torre attraverso appositi tubi laterali. Le diverse temperature di distillazione sono in relazione alla densità di ciapiatto di distillazione scun tipo di idrocarburo: più una frazione è leggera, minore è la sua temperatura di gas ebollizione e, di conseguenza, maggiore 70°C è l’altezza del punto di raccolta all’inter120°C no della colonna. Alla base della torre si benzine raccolgono le componenti più pesanti che 230°C kerosene costituiscono il residuo di distillazione. 300°C gasolio Poiché il punto di ebollizione di questi 350°C componenti è superiore alla temperatuoli ra alla quale si decompongono, per ovcombustibili prodotti da viare a questo inconveniente sono sotpiroscissione toposti ad una seconda distillazione condotta a pressione ridotta, corrispondenoli te a circa 40 mm di Hg. combustibili forno a serpentino per il riscaldamento del greggio

prodotti pesanti da ridistillare colonna di distillazione a pressione atmoserica

bitume colonna di distillazione a pressione ridotta

Derivati dal greggio In genere, i prodotti della distillazione devono subire ulteriori lavorazioni prima di essere messi in commercio. Ad esempio, se le benzine non venissero trattate con additivi antidetonanti, esploderebbero prima dello scocco della scintilla prodotta dalla candela del motore. Altri procedimenti a cui vengono sottoposti i prodotti della distillazione sono il cracking e la desolforazione. Il primo consiste nella rottura di molecole pesanti in frammenti più piccoli e permette di ottenere dal greggio maggiori quantità di benzina; la desolforazione, invece, riduce nei prodotti la quantità di composti solforati, che sono causa di inquinamento ambientale e di corrosione dei motori.

■ Capitolo 13 – I composti del carbonio: gli idrocarburi 239