Bagatti, Corradi, Desco, Ropa Chimica...SEGUI LA MAPPA Lezione 1 Le leggi ponderali della chimica 35...

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa

Chimica seconda edizione

1 Chimica 2ed. F. Bagatti, E. Corradi, A. Desco, C. Ropa © Zanichelli, 2017

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa, Chimica seconda edizione Capitolo 3. Le trasformazioni chimiche della materia

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I reagenti e i prodotti

L’equazione chimica

Il bilanciamento (coefficienti

stechiometrici)

Le reazionichimiche

Legge della conservazione

della massa

La composizionepercentuale

Legge delle proporzioni

definite


multiple

Il rapportodi combinazione

enunciare

esprimere e calcolare

La legge di Lavoisier

La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


3 Le trasformazioni chimichedella materia

1 Le leggi ponderali della chimica

2 Le reazioni chimiche

Chimica e ambiente Green chemistry

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stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali

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Capitolo 3 Le trasformazioni chimiche della materia Lezione 1 Le leggi ponderali della chimica

La legge della conservazione della massa afferma che in tutte le trasformazioni chimiche la massa delle sostanze che si formano è uguale alla massa delle sostanze che si trasformano, cioè la massa si conserva.

ANTOINE LAURENT LAVOISIER (1743-1794)

Nelle trasformazioni chimiche le sostanze cambiano, e quindi anche le aggregazioni tra gli atomi cambiano, ma gli atomi restano sempre gli stessi: se gli atomi si conservano anche la massa si conserva!

In generale, ogni volta che si realizza una trasformazione chimica in un sistema chiuso, cioè in un sistema che non scambia materia con l’ambiente, si osserva che la massa resta costante.

+ +clorometano acqua metanolo cloruro di idrogeno

Dopo adi alluminio, si osserv

enunciare


della massa








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stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


JOSEPH-LOUIS PROUST (1754-1826)

La legge delle proporzioni definite afferma che la composizione elementare di ogni composto, cioè la percentuale di ciascun elemento che lo costituisce, è definita, costante e caratteristica.

Tra le masse di magnesio e di ossigeno che si combinano esiste una relazione di proporzionalità diretta: in un grafico cartesiano le coppie di valori stanno su una retta passante per l’origine.

Riscaldando il magnesio in presenza di aria si ottiene l’ossido di magnesio. I dati in tabella mostrano le quantità di ossigeno, ottenute facendo una differenza, che reagiscono con diverse quantità di magnesio.

35Le leggi ponderali della chimicaLezione 1

La legge delle proporzioni definite Il magnesio è un metallo grigio che reagisce facilmente con l’ossigeno presente nell’aria.Se si riscalda il magnesio, dopo pochi secondi si innesca una reazione che produce una sostanza solida bianca, l’ossido di magnesio.

Supponiamo di effettuare tre prove facendo reagire quantità diverse di magnesio; dopo ever pesato l’ossido di magnesio, calcoliamo la massa di ossigeno che si è com-binata ( Tabella 1).

Prova Massamagnesio

Massaossido dimagnesio

Massaossigeno

1 1,8 g 3,0 g 1,2 g

2 3,9 g 6,5 g 2,6 g

3 4,8 g 8,0 g 3,2 g

Tabella 1I risultati mostrano che esiste una relazione di proporzionalità diretta tra le masse di magnesio e di ossigeno che si combinano. Infatti, riportando i dati in un grafico cartesiano, si ottiene una retta passante per l’origine ( Figura 3).

A ogni punto della retta corrisponde una coppia di valori sugli assi: se conside-riamo un qualsiasi punto, il rapporto tra il valore in ordinata (mMg) e quello cor-rispondente in ascissa (mO) vale sempre 1,5. Questo rapporto è detto rapporto di combinazione.

Utilizzando i dati di una prova, per esempio la prima, è possibile esprimere anche la composizione percentuale del composto. Per esempio, si può calcolare la percen-tuale del magnesio:

1,8 g : 3,0 g = x : 100x = 60

Il magnesio è presente per il 60% e, dato che il composto è binario, si conclude che l’ossigeno costituisce il restante 40% ( Figura 4).

La composizione dell’ossido di magnesio è fissa e costante: qualunque campione di questo composto contiene sempre la stessa percentuale di magnesio e ossigeno.

Quanto descritto per l’ossido di magnesio può essere esteso a tutti i composti.A questa conclusione era giunto un altro chimico francese, J.L. Proust, il quale,

sulla scorta di numerosissimi dati sperimentali, formulò alla fine del diciottesimo secolo una legge, nota come legge delle proporzioni definite, e chiamata anche legge di Proust.


Questa legge chiarisce bene la differenza tra i miscugli e i composti: i componenti dei miscugli possono essere mescolati in quantità variabili a piacere; invece gli ele-menti nei composti sono combinati in quantità percentuali fisse e definite.

I PROTAGONISTI DELLA SCIENZA

JOSEPH-LOUIS PROUST (1754-1826) Il chimico francese Proust era figlio di un farmacista. Studiò a Parigi e in seguito si trasferì in Spagna, dove nel 1789 fu nominato direttore del laboratorio reale di Madrid. Durante il soggiorno spagnolo cominciò i suoi studi sulla composizione dei composti.A questo proposito scriveva: «Un composto è un prodotto privilegiato al quale la natura ha dato una composizione costante. […] Da un polo all’altro i composti hanno la medesima composizione. Il loro aspetto può essere differente, ma le loro proprietà non sono mai diverse. […] Il cinabro giapponese ha la stessa composizione di quello spagnolo, il cloruro di argento è assolutamente il medesimo, provenga esso dal Perù o dalla Siberia. […] In tutto il mondo esiste un solo cloruro di sodio, un solo salnitro, un solo solfato di calcio. L’analisi conferma a ogni passo questi fatti».

Mg60%

O40% Figura 4

Considerando i dati nelle tre prove, quale dovrebbe essere la quantità di magnesio presente in 200 g di ossido di magnesio?

Prova tu 2

Video in digitale La preparazione di un composto: la legge di Proust

Bruciando un minerale che contiene 100 g di zolfo si ottengono 200 g di anidride solforosa, un composto formato solo da zolfo e ossigeno.In quale percentuale è presente l’ossigeno nel composto?

Prova tu 3

mas

sa m

agne

sio (g

)

massa ossigeno (g)1,0 2,0 3,0 5,04,0

1,02,03,04,05,06,0

Figura 3


Prova Massamagnesio


Massaossigeno

1 1,8 g 3,0 g 1,2 g

2 3,9 g 6,5 g 2,6 g

3 4,8 g 8,0 g 3,2 g

cartesiano, si ottiene una retta passante per l’origine ( Figura 3A ogni punto della retta corrisponde una coppia di valori sugli assi: se conside-

riamo un qualsiasi punto, il rapporto tra il valore in ordinata (mrispondente in ascissa (mO) vale sempre 1,5. Questo rapporto è detto combinazione.

la tuale del magnesio:

1,8 g : 3,0 g = x : 100x = 60




sulla scorta di numerosissimi dati sperimentali, formulò alla fine del diciottesimo secolo una legge, nota come legge delle proporzioni definite, e chiamata anchelegge di Proust.



(1754-1826)

Un composto è un

».

Mg60%

O40% Figura 4


Prova tu 2

Video in digitaleLa preparazione di un composto:la legge di Proust


Prova tu 3

mas

sa m

agne

sio (g

)

massa ossigeno (g)1,0 2,0 3,0 5,04,0

1,02,03,04,05,06,0

enunciare


definite

La legge di Proust



La percentuale del magnesio si può calcolare, per esempio, nel seguente modo:

1,8 g : 3,0 g = x : 100 da cui x = 60

Il magnesio e presente per il 60% e, dato che il composto è costituito da due soli elementi, l’ossigeno costituisce il restante 40%.

Utilizzando i dati di una prova è possibile esprimere la composizione percentuale dell’ossido di magnesio.





individuare

rappresentare

effettuare




stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali





Prova Massamagnesio


Massaossigeno

1 1,8 g 3,0 g 1,2 g

2 3,9 g 6,5 g 2,6 g

3 4,8 g 8,0 g 3,2 g




1,8 g : 3,0 g = x : 100x = 60









Mg60%

O40% Figura 4


Prova tu 2



Prova tu 3

mas

sa m

agne

sio (g

)

massa ossigeno (g)1,0 2,0 3,0 5,04,0

1,02,03,04,05,06,0

Figura 3




Prova Massamagnesio


Massaossigeno

1 1,8 g 3,0 g 1,2 g

2 3,9 g 6,5 g 2,6 g

3 4,8 g 8,0 g 3,2 g




1,8 g : 3,0 g = x : 100x = 60









Mg60%

O40% Figura 4


Prova tu 2



Prova tu 3

mas

sa m

agne

sio (g

)

massa ossigeno (g)1,0 2,0 3,0 5,04,0

1,02,03,04,05,06,0

Figura 3









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stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


Il rapporto di combinazione (mMg /mO) si ottiene facendo il rapporto tra un qualsiasi valore in ordinata e quello corrispondente in ascissa. Per esempio: 3,0 g : 2,0 g = 1,5 Indipendentemente dalla coppia di valori si ottiene sempre lo stesso risultato.

La composizione definita e costante dei composti corrisponde a una combinazione precisa tra numeri interi di atomi. Nel caso dell’ossido di magnesio (MgO) un atomo di magnesio si combina con un atomo di ossigeno pertanto il rapporto di combinazione può essere calcolato a partire dalla massa atomica di ciascun atomo:

MAMg : MA O cioè 24,31 u : 16,00 u = 1,519




Prova Massamagnesio


Massaossigeno

1 1,8 g 3,0 g 1,2 g

2 3,9 g 6,5 g 2,6 g

3 4,8 g 8,0 g 3,2 g

cartesiano, si ottiene una retta passante per l’origine ( Figura 3A ogni punto della retta corrisponde una coppia di valori sugli assi: se conside-

riamo un qualsiasi punto, il rapporto tra il valore in ordinata (mrispondente in ascissa (mO) vale sempre 1,5. Questo rapporto è detto combinazione.

la tuale del magnesio:

1,8 g : 3,0 g = x : 100x = 60




sulla scorta di numerosissimi dati sperimentali, formulò alla fine del diciottesimo secolo una legge, nota come legge delle proporzioni definite, e chiamata anchelegge di Proust.



(1754-1826)

Un composto è un

».

Mg60%

O40% Figura 4


Prova tu 2

Video in digitaleLa preparazione di un composto:la legge di Proust


Prova tu 3

mas

sa m

agne

sio (g

)

massa ossigeno (g)1,0 2,0 3,0 5,04,0

1,02,03,04,05,06,0



JOHN DALTON (1766-1844)

La legge delle proporzioni multiple afferma che quando due elementi formano più composti, le diverse masse di uno di essi che si combinano con la stessa massa dell’altro stanno tra loro in un rapporto espresso da numeri interi e generalmente piccoli.

I valori riportati in tabella confermano la legge di Dalton e indicano che se nel composto I con un atomo di carbonio si lega un atomo di ossigeno, allora nel composto II con un atomo di carbonio si legano due atomi di ossigeno.





individuare

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stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


Capitolo 3 Le trasformazioni chimiche della materia 36

Poco dopo la sua formulazione, la legge di Proust ebbe una importante conferma sulla base della teoria atomica della materia e dei dati relativi alle masse atomiche.

Infatti, sapendo che MAMg = 24,31 u e MAO = 16,00 u, si può osservare che il rapporto tra queste masse (24,31 u/16,00 u = 1,519) corrisponde al rapporto di com-binazione tra le masse del magnesio e dell’ossigeno che si combinano tra loro. La composizione definita e costante dei composti corrisponde proprio a una combina-zione precisa tra numeri interi di atomi.

La legge delle proporzioni multipleDalla combustione di molti combustibili si ottiene un gas, l’anidride carbonica. In certe condizioni però queste stesse combustioni possono produrre anche un altro composto gassoso formato sempre da carbonio e ossigeno, la cui formula natural-mente è diversa. Una situazione come questa è piuttosto diffusa, per esempio anche lo zolfo e l’ossigeno possono formare due composti che hanno una diversa formula e quindi una diversa composizione chimica. Fu Dalton a scoprire che molti elementi potevano combinarsi tra loro in più rapporti dando quindi origine a composti di-versi, caratterizzati ciascuno da una composizione definita e costante, proprio come è previsto dalla legge di Proust.

Un esempio può essere fornito considerando i dati relativi ai due composti di carbonio e ossigeno, riportati nella Tabella 2.

Massa carbonio Massa ossigeno

composto I 1,00 g 1,33 g

composto II 1,00 g 2,66 g

Come si vede, con la stessa massa di carbonio, la massa di ossigeno presente nel composto II è doppia. Questo fatto può essere facilmente spiegato considerando le combinazioni tra atomi: evidentemente, il numero di atomi di ossigeno che si combinano con lo stesso numero di atomi di carbonio per formare il composto II (anidride carbonica) è doppio rispetto a quelli del composto I (ossido di carbonio) ( Figura 5).

Sulla base di risultati ottenuti anche con altri composti Dalton fu in grado di enunciare una legge, nota come legge delle proporzioni multiple e chiamata anche legge di Dalton.



JOHN DALTON (1766-1844) Il chimico inglese Dalton cominciò a insegnare giovanissimo in una scuola quacchera. Nel 1794 iniziò a interessarsi scientificamente di un’anomalia della visione da cui era affetto, la non percezione di un colore fondamentale dovuta a un’alterazione ereditaria a carico dei pigmenti della retina; tale alterazione prese il nome di «daltonismo».Dalton, famoso per la sua ipotesi sulla struttura particellare della materia, scriveva: «Tutti gli atomi di una specie debbono necessariamente venire considerati come identici tra loro per forma, peso e altre particolarità».

Tabella 2 composto I composto II

Figura 5 In base alla legge delle proporzioni multiple, se nel composto I con un atomo di carbonio si lega un atomo di ossigeno, allora nel composto II con un atomo di carbonio si legano due atomi di ossigeno.

Il grafico si riferisce a due diversi composti costituiti da rame e cloro.I dati confermano la legge di Dalton? Motiva la risposta.

Prova tu 4

composto A

composto Bmas

sa C

u (g

)

0,00

0,50

1,00

1,50

2,00

2,50

massa Cl (g)0,50 1,00 1,50


Poco dopo la sua formulazione, la legge di Proust ebbe una importante conferma sulla base della teoria atomica della materia e dei dati relativi alle masse atomiche.

Infatti, sapendo che MAMg = 24,31 u e MAO = 16,00 u, si può osservare che il rapporto tra queste masse (24,31 u/16,00 u = 1,519) corrisponde al rapporto di com-binazione tra le masse del magnesio e dell’ossigeno che si combinano tra loro. La composizione definita e costante dei composti corrisponde proprio a una combina-zione precisa tra numeri interi di atomi.

La legge delle proporzioni multipleDalla combustione di molti combustibili si ottiene un gas, l’anidride carbonica. In certe condizioni però queste stesse combustioni possono produrre anche un altro composto gassoso formato sempre da carbonio e ossigeno, la cui formula natural-mente è diversa. Una situazione come questa è piuttosto diffusa, per esempio anche lo zolfo e l’ossigeno possono formare due composti che hanno una diversa formula e quindi una diversa composizione chimica. Fu Dalton a scoprire che molti elementi potevano combinarsi tra loro in più rapporti dando quindi origine a composti di-versi, caratterizzati ciascuno da una composizione definita e costante, proprio come è previsto dalla legge di Proust.

Un esempio può essere fornito considerando i dati relativi ai due composti di carbonio e ossigeno, riportati nella Tabella 2.

Massa carbonio Massa ossigeno

composto I 1,00 g 1,33 g

composto II 1,00 g 2,66 g

Come si vede, con la stessa massa di carbonio, la massa di ossigeno presente nel composto II è doppia. Questo fatto può essere facilmente spiegato considerando le combinazioni tra atomi: evidentemente, il numero di atomi di ossigeno che si combinano con lo stesso numero di atomi di carbonio per formare il composto II (anidride carbonica) è doppio rispetto a quelli del composto I (ossido di carbonio) ( Figura 5).

Sulla base di risultati ottenuti anche con altri composti Dalton fu in grado di enunciare una legge, nota come legge delle proporzioni multiple e chiamata anche legge di Dalton.



JOHN DALTON (1766-1844) Il chimico inglese Dalton cominciò a insegnare giovanissimo in una scuola quacchera. Nel 1794 iniziò a interessarsi scientificamente di un’anomalia della visione da cui era affetto, la non percezione di un colore fondamentale dovuta a un’alterazione ereditaria a carico dei pigmenti della retina; tale alterazione prese il nome di «daltonismo».Dalton, famoso per la sua ipotesi sulla struttura particellare della materia, scriveva: «Tutti gli atomi di una specie debbono necessariamente venire considerati come identici tra loro per forma, peso e altre particolarità».

Tabella 2 composto I composto II

Figura 5 In base alla legge delle proporzioni multiple, se nel composto I con un atomo di carbonio si lega un atomo di ossigeno, allora nel composto II con un atomo di carbonio si legano due atomi di ossigeno.

Il grafico si riferisce a due diversi composti costituiti da rame e cloro.I dati confermano la legge di Dalton? Motiva la risposta.

Prova tu 4

composto A

composto Bmas

sa C

u (g

)

0,00

0,50

1,00

1,50

2,00

2,50

massa Cl (g)0,50 1,00 1,50

enunciare


multiple

La legge di Dalton


Capitolo 3 Le trasformazioni chimiche della materia Lezione 2 Le reazioni chimiche





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stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


Le trasformazioni chimiche della materia portano alla formazione di nuove sostanze e di conseguenza sono accompagnate spesso da cambiamenti vistosi del sistema.

Le reazioni chimiche descrivono le trasformazioni della materia in cui una o più sostanze, i reagenti, si trasformano in altre sostanze, i prodotti.

La descrizione simbolica di una reazione chimica è chiamata equazione chimica.

Spesso nell’equazione compaiono le indicazioni abbreviate degli stati fisici delle sostanze. Tra i prodotti è riportata la lettera E per sottolineare che la reazione è accompagnata da sviluppo di energia.


Le equazioni chimiche e il bilanciamentoLa reazione di combustione del propano, combustibile utilizzato anche insieme al butano nel GPL, può essere descritta nel seguente modo:

propano ossigeno acqua anidride carbonica

C3H8(g ) + O2(g ) H2O(g ) + CO2(g ) + E

Di seguito alle formule dei reagenti e dei prodotti compare una notazione sintetica che precisa gli stati fisici delle sostanze ( Tabella 1). Inoltre tra i prodotti è riportata la lettera E per sottolineare che la reazione è accompagnata da sviluppo di energia, caratteristica comune a tutte le reazioni di combustione.

Scritta così, questa espressione non rispetta la legge di Lavoisier: infatti gli atomi che costituiscono i reagenti e i prodotti, pur essendo gli stessi, sono in numero di-verso. Per rappresentare correttamente la trasformazione dobbiamo modificare il numero di particelle coinvolte e quindi aggiungere davanti alle formule opportuni numeri interi chiamati coefficienti stechiometrici.

Questa operazione prende il nome di bilanciamento.

una molecoladi propano

cinque molecoledi ossigeno

quattro molecoledi acqua

tre molecoledi anidride carbonica

energia

reagisce con per dare e e

(1) C3H8(g ) + 5 O2(g ) 4 H2O(g ) + 3 CO2(g ) + E

L’espressione ora è diventata un’uguaglianza: infatti, il numero totale degli atomi di ogni elemento presente nei reagenti è uguale al numero degli atomi dello stesso elemento presente nei prodotti.

La descrizione simbolica di una reazione chimica è chiamata equazione chimica. L’operazione necessaria per uguagliare gli atomi tra reagenti e prodotti si chiama bilanciamento.In generale, i coefficienti stechiometrici di un’equazione chimica (o equazione di reazione) sono precisamente quelli che rappresentano il rapporto minimo tra le par-ticelle (atomi, molecole o ioni) dei reagenti e dei prodotti. Ricordiamo infine che di norma il coefficiente 1, scritto tra parentesi nell’equazione sopra, non viene riportato.

Vediamo ora quali regole seguire per bilanciare un’equazione.Consideriamo per esempio la fotosintesi clorofilliana, un processo che avviene in

natura e che necessita di energia per avvenire:

CO2(g ) + H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6 (s)

Le formule non possono essere mai modificate perché rappresentano la composi-zione delle sostanze e quindi dobbiamo aggiungere gli opportuni coefficienti ste-chiometrici per «pareggiare» il numero degli atomi di ciascun elemento. Iniziamo a bilanciare gli atomi di carbonio; tra i prodotti sono presenti 6 atomi e per averne altrettanti tra i reagenti occorre scrivere il coefficiente 6 davanti alla formula CO2:

6 CO2(g ) + H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6(s )

Poi bilanciamo gli atomi di idrogeno:

6 CO2(g ) + 6 H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6(s )

Tabella 1 Indicazioni abbreviate degli stati fisici delle sostanze.

s = solidol = liquidog = aeriformeaq = in soluzione acquosa

Animazione in digitale Il bilanciamento di un’equazione chimica

atomi neireagenti

6

2

13

6=

12

8

C

H

O

C

H

O

atomi neiprodotti

6

12

18

6

12

8

=

=

C

H

O

C

H

O


C3H8(g ) + O2(g ) H2O(g ) + CO2(g ) + E

reagenti prodotti

C + O2 CO2

+ O O O OCC

rappresentare




Capitolo 3 Le trasformazioni chimiche della materia Lezione 2 Le reazioni chimiche





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effettuare




stechiometrici)

Le reazionichimiche


della massa



definite


multiple


enunciare



La legge di Dalton

La legge di Proust

Le leggiponderali


L’operazione necessaria per uguagliare gli atomi tra reagenti e prodotti si chiama bilanciamento.

Per rappresentare correttamente una trasformazione, davanti alle formule si scrivono numeri interi, i coefficienti stechiometrici, che rappresentano il rapporto minimo tra le particelle.

In questo caso la lettera E compare tra i reagenti perché la reazione necessita di energia per avvenire.

Di norma il coefficiente 1 non viene riportato.


Le equazioni chimiche e il bilanciamentoLa reazione di combustione del propano, combustibile utilizzato anche insieme al butano nel GPL, può essere descritta nel seguente modo:


C3H8(g ) + O2(g ) H2O(g ) + CO2(g ) + E

Di seguito alle formule dei reagenti e dei prodotti compare una notazione sintetica che precisa gli stati fisici delle sostanze ( Tabella 1). Inoltre tra i prodotti è riportata la lettera E per sottolineare che la reazione è accompagnata da sviluppo di energia, caratteristica comune a tutte le reazioni di combustione.

Scritta così, questa espressione non rispetta la legge di Lavoisier: infatti gli atomi che costituiscono i reagenti e i prodotti, pur essendo gli stessi, sono in numero di-verso. Per rappresentare correttamente la trasformazione dobbiamo modificare il numero di particelle coinvolte e quindi aggiungere davanti alle formule opportuni numeri interi chiamati coefficienti stechiometrici.

Questa operazione prende il nome di bilanciamento.

una molecoladi propano

cinque molecoledi ossigeno

quattro molecoledi acqua

tre molecoledi anidride carbonica

energia

reagisce con per dare e e

(1) C3H8(g ) + 5 O2(g ) 4 H2O(g ) + 3 CO2(g ) + E

L’espressione ora è diventata un’uguaglianza: infatti, il numero totale degli atomi di ogni elemento presente nei reagenti è uguale al numero degli atomi dello stesso elemento presente nei prodotti.

La descrizione simbolica di una reazione chimica è chiamata equazione chimica. L’operazione necessaria per uguagliare gli atomi tra reagenti e prodotti si chiama bilanciamento.In generale, i coefficienti stechiometrici di un’equazione chimica (o equazione di reazione) sono precisamente quelli che rappresentano il rapporto minimo tra le par-ticelle (atomi, molecole o ioni) dei reagenti e dei prodotti. Ricordiamo infine che di norma il coefficiente 1, scritto tra parentesi nell’equazione sopra, non viene riportato.

Vediamo ora quali regole seguire per bilanciare un’equazione.Consideriamo per esempio la fotosintesi clorofilliana, un processo che avviene in

natura e che necessita di energia per avvenire:

CO2(g ) + H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6 (s)

Le formule non possono essere mai modificate perché rappresentano la composi-zione delle sostanze e quindi dobbiamo aggiungere gli opportuni coefficienti ste-chiometrici per «pareggiare» il numero degli atomi di ciascun elemento. Iniziamo a bilanciare gli atomi di carbonio; tra i prodotti sono presenti 6 atomi e per averne altrettanti tra i reagenti occorre scrivere il coefficiente 6 davanti alla formula CO2:

6 CO2(g ) + H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6(s )

Poi bilanciamo gli atomi di idrogeno:

6 CO2(g ) + 6 H2O(l ) + E O2(g ) + C6H12O6(s )

Tabella 1 Indicazioni abbreviate degli stati fisici delle sostanze.

s = solidol = liquidog = aeriformeaq = in soluzione acquosa

Animazione in digitale Il bilanciamento di un’equazione chimica

atomi neireagenti

6

2

13

6=

12

8

C

H

O

C

H

O

atomi neiprodotti

6

12

18

6

12

8

=

=

C

H

O

C

H

O

41

Infine bilanciamo gli atomi di ossigeno:

6 CO2(g ) + 6 H2O(l ) + E 6 O2(g ) + C6H12O6 (s )18

Con questi coefficienti stechiometrici, il numero degli atomi di ogni elemento nei reagenti e nei prodotti è uguale; l’equazione è stata bilanciata correttamente.

Ovviamente il bilanciamento di una equazione è indipendente dallo stato fisico dei reagenti e dei prodotti e dall’energia in gioco.

6

12

18

=

=

=

C

H

O

C

H

O

6

12

18

atomi neireagenti

atomi neiprodotti

Le reazioni chimicheLezione 2

Chimica e ambiente – Green chemistry

La dicitura Chimica verde è stata proposta nel 1991 dal chimico statunitense Paul Anastas, docente dell’università di Berkeley (California). Per Anastas è un approccio etico fatto di criteri, di priorità e di obiettivi, quindi a suo modo una filosofia, che at-tinge alla conoscenza scientifica della chimica per guidare le applicazioni di questa disciplina, a iniziare da quelle industriali, verso modalità sostenibili dal punto di vista ambientale ed economico.

Nel 1998, quando era direttore del dipartimento di chimica industriale dell’EPA (Envi-ronmental Protection Agency, agenzia governativa ambientale statunitense), Anastas, assieme a un altro chimico statunitense, John Warner, ampliò la sua proposta pre-sentando i 12 principi della chimica verde.

La versione in italiano dei principi non è una traduzione letterale ma rispetta il senso del contenuto; infatti è possibile trovare anche versioni leggermente differenti.

12 Principles of Green Chemistry 1 PREVENTION It is better to prevent waste than to treat or clean

up waste after it has been created.

2 ATOM ECONOMY Synthetic methods should be designed to maximize the incorporation of all materials used in the process into the final product.

3 LESS HAZARDOUS CHEMICAL SYNTHESES Wherever practi-cable, synthetic methods should be designed to use and generate substances that possess little or no toxicity to human health and the environment.

4 DESIGNING SAFER CHEMICALS Chemical products should be designed to affect their desired function while minimizing their toxicity.

5 SAFER SOLVENTS AND AUXILIARIES The use of auxiliary sub-stances (e.g., solvents, separation agents, etc.) should be made unnecessary wherever possible and innocuous when used.

6 DESIGN FOR ENERGY EFFICIENCY Energy requirements of chemical processes should be recognized for their environmen-tal and economic impacts and should be minimized. If possible, synthetic methods should be conducted at ambient temperature and pressure.

I 12 principi della chimica verde 1 PREVENZIONE È meglio prevenire la produzione di rifiuti che

trattare o ripulire i rifiuti dopo la loro formazione.

2 EFFICIENZA ATOMICA I metodi di sintesi devono essere pro-gettati per massimizzare l’incorporazione di tutti i materiali utiliz-zati nel processo nel prodotto finale.

3 SINTESI CHIMICHE MENO PERICOLOSE Per quanto possibile, le metodologie di sintesi dovrebbero essere ideate per usare o generare sostanze che abbiano poca o nessuna tossicità per la salute umana e l’ambiente.

4 PROGETTAZIONE DI COMPOSTI CHIMICI SALUBRI I prodotti chimici devono essere progettati per preservare l’efficacia della funzione attesa, riducendo la tossicità.

5 SOLVENTI E AUSILIARI PIÙ SALUBRI L’uso di sostanze ausi-liarie (come solventi, agenti di separazione, ecc.) deve per quanto possibile essere evitato e, se usati, essere innocui.

6 PROGETTAZIONE PER L’EFFICIENZA ENERGETICA I fabbisogni di energia dovrebbero essere valutati per il loro impatto ambien-tale ed economico che deve essere ridotto al minimo. Se possibile, i metodi di sintesi devono essere condotti a temperatura e pressione ambiente.

41

Infine bilanciamo gli atomi di ossigeno:

6 CO2(g ) + 6 H2O(l ) + E 6 O2(g ) + C6H12O6 (s )18

Con questi coefficienti stechiometrici, il numero degli atomi di ogni elemento nei reagenti e nei prodotti è uguale; l’equazione è stata bilanciata correttamente.

Ovviamente il bilanciamento di una equazione è indipendente dallo stato fisico dei reagenti e dei prodotti e dall’energia in gioco.

6

12

18

=

=

=

C

H

O

C

H

O

6

12

18

atomi neireagenti

atomi neiprodotti

Le reazioni chimicheLezione 2

Chimica e ambiente – Green chemistry

La dicitura Chimica verde è stata proposta nel 1991 dal chimico statunitense Paul Anastas, docente dell’università di Berkeley (California). Per Anastas è un approccio etico fatto di criteri, di priorità e di obiettivi, quindi a suo modo una filosofia, che at-tinge alla conoscenza scientifica della chimica per guidare le applicazioni di questa disciplina, a iniziare da quelle industriali, verso modalità sostenibili dal punto di vista ambientale ed economico.

Nel 1998, quando era direttore del dipartimento di chimica industriale dell’EPA (Envi-ronmental Protection Agency, agenzia governativa ambientale statunitense), Anastas, assieme a un altro chimico statunitense, John Warner, ampliò la sua proposta pre-sentando i 12 principi della chimica verde.

La versione in italiano dei principi non è una traduzione letterale ma rispetta il senso del contenuto; infatti è possibile trovare anche versioni leggermente differenti.

12 Principles of Green Chemistry 1 PREVENTION It is better to prevent waste than to treat or clean

up waste after it has been created.

2 ATOM ECONOMY Synthetic methods should be designed to maximize the incorporation of all materials used in the process into the final product.

3 LESS HAZARDOUS CHEMICAL SYNTHESES Wherever practi-cable, synthetic methods should be designed to use and generate substances that possess little or no toxicity to human health and the environment.

4 DESIGNING SAFER CHEMICALS Chemical products should be designed to affect their desired function while minimizing their toxicity.

5 SAFER SOLVENTS AND AUXILIARIES The use of auxiliary sub-stances (e.g., solvents, separation agents, etc.) should be made unnecessary wherever possible and innocuous when used.

6 DESIGN FOR ENERGY EFFICIENCY Energy requirements of chemical processes should be recognized for their environmen-tal and economic impacts and should be minimized. If possible, synthetic methods should be conducted at ambient temperature and pressure.

I 12 principi della chimica verde 1 PREVENZIONE È meglio prevenire la produzione di rifiuti che

trattare o ripulire i rifiuti dopo la loro formazione.

2 EFFICIENZA ATOMICA I metodi di sintesi devono essere pro-gettati per massimizzare l’incorporazione di tutti i materiali utiliz-zati nel processo nel prodotto finale.

3 SINTESI CHIMICHE MENO PERICOLOSE Per quanto possibile, le metodologie di sintesi dovrebbero essere ideate per usare o generare sostanze che abbiano poca o nessuna tossicità per la salute umana e l’ambiente.

4 PROGETTAZIONE DI COMPOSTI CHIMICI SALUBRI I prodotti chimici devono essere progettati per preservare l’efficacia della funzione attesa, riducendo la tossicità.

5 SOLVENTI E AUSILIARI PIÙ SALUBRI L’uso di sostanze ausi-liarie (come solventi, agenti di separazione, ecc.) deve per quanto possibile essere evitato e, se usati, essere innocui.

6 PROGETTAZIONE PER L’EFFICIENZA ENERGETICA I fabbisogni di energia dovrebbero essere valutati per il loro impatto ambien-tale ed economico che deve essere ridotto al minimo. Se possibile, i metodi di sintesi devono essere condotti a temperatura e pressione ambiente.

effettuare


stechiometrici)


Bagatti, Corradi, Desco, Ropa, Chimica seconda edizione Capitolo 3. Le trasformazioni chimiche della materia

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