Seconda unità didattica

TrasformazioniTrasformazioni chimichechimiche

Trasformazioni chimiche

• Prendono il nome di reazioni chimiche • Nelle reazioni chimiche una o più sostanze(reagenti) si

trasformano, in una o più, nuove sostanze (prodotti) • Es. metano che brucia, ferro che arrugginisce, mela che

imbrunisce

• I protagonisti delle reazioni sono gli atomi che possono combinarsi con altri atomi in rapporti ben definiti ( Teoria atomica Dalton 1803)

• Nelle reazioni, gli atomi sono indivisibili quindi non cambiano massa e non possono ne essere creati ne distrutti, varia semplicemente il modo come sono combinati tra loro ( Teoria atomica Dalton 1803)

Esempio di reazioni

• CH4 + O2 H2O + CO2

• Fe + O2 FeO

reagenti prodotti

Atomo

• È la più piccola particella di un elemento che possiede le proprietà chimiche dell’elemento

• Mantiene la propria identità durante le reazioni chimiche

• La materia è costituita da particelle piccolissime e indivisibili dette atomi

• Un elemento è costituito da uno o più atomi tutti uguali

• Un composto è costituito da più atomi diversi tra loro

Elemento Silicio

Composto acqua

Molecola

1. Più atomi dello stesso elemento formano una molecola di elementi ( es. O2, H2, N2)

2. Più di elementi diversi formano una molecola di composto (es. H2O, CO2, CH4, H2SO4, NH3)

• La molecola è la più piccola parte di un

elemento o di un composto che presenta tutte le proprietà chimiche di quell’elemento o di quel composto

Molecola

• Ogni molecola non presenta le stesse proprietà fisiche dell’intera sostanza pura a cui appartiene. Ad esempio punto di fusione, ebollizione ecc…

• Ogni molecola presenta le stesse proprietà chimiche della sostanza pura a cui appartiene. Ad esempio una molecola di acqua reagisce allo stesso modo dell’intera massa

• Per ogni molecola esiste una formula chimica Es. H2O, CO2, CH4, HCl. La formula ci indica gli elementi presenti e i loro reciproci rapporti ponderali

CO2

CH4 HCl

C6H12O6

H2O

Differenza tra atomo e molecola

• I singoli atomi hanno proprietà diverse dalle molecole dove sono contenuti

• Es. l’atomo singolo di H è la più piccola parte dell’idrogeno che entra inalterata nelle sostanze che lo contengono [ CH4(g) , HCl(l) H2O(l)]

• La molecola dell’ idrogeno H2 è sempre e solo un gas(g)infiammabile

• Es l’atomo singolo di ossigeno è un potente sbiancante, tossico, invece nelle molecole dove è contenuto può avere varie proprietà in genere utili alla vita

Aggregati

• Più atomi possono formare molecole o aggregati

• Gli aggregati sono formati da una sequenza di moltissimi atomi con struttura cristallina (metalli e sale) o amorfa (vetro e ossidiana)

• Gli aggregati possono essere formati da atomi tutti uguali (metalli) o da atomi diversi (sale)

Struttura cristallina(ordine)

Struttura amorfa(disordine)

Struttura cristallina di metalli : atomi uguali

Struttura cristallina del sale: due tipi di atomi

Leggi ponderali della chimica le reazioni sono regolate da leggi

1. Legge di conservazione della massa (Antoine Lavoisier 1789, chimico francese)

2. Legge delle proporzioni definite e costanti (Joseph Proust 1799, chimico francese)

3. Legge delle proporzioni multiple (John Dalton 1803,chimico inglese)

Legge di conservazione della massa

• In una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa delle sostanze prodotte

• CH4 + 2O2 2H2O + CO2

16g + 64g 36g + 44g

80g 80g

• 2Fe + O2 2FeO

111,68g+ 32g 2x(55,84g+16g)

143,68g 143,68g

ANTOIN LAURENT LAVOISIER

• ANTOIN LAURENT LAVOISIER Parigi, 26 agosto 1743 - Parigi, 8 maggio 1794 E' considerato il padre della chimica moderna. Introducendo nell'analisi chimica l'uso sistematico della bilancia, concepì e sperimentò un modo di pensare e rappresentare l'universo materiale basato sul principio del "niente si crea". Effettuò studi sia nel campo giuridico che in quello della fisica sperimentale e della chimica, si interessò anche di botanica, mineralogia e geologia. Membro giovanissimo della Accademia della Scienze, partecipò nel 1790 alla Commissione per la definizione del sistema metrico decimale. Interpretò correttamente i processi di calcinazione, combustione, respirazione e sconfessò la teoria del "flogisto". Fu imprigionato e ghigliottinato durante la rivoluzione francese.

Legge delle proporzioni definite e costanti

• LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE"In un composto puro gli elementi sono sempre presenti secondo rapporti di peso definiti e costanti" Facendo reagire 3,2 g di S con 5,6 g di limatura di Fe (riscaldando in determinate condizioni), si ottiene 8,8 di una sostanza diversa dalle due, il solfuro ferroso FeS (fig. 1). Ponendo a reagire una quantità doppia di S con una quantità doppia di ferro otterremo esattamente il doppio di solfuro di ferro.

• Qualora invece la massa dello S sia in eccesso (5 g) invece che 3,2,

solo i 3,2 g reagiscono con i 5,6 g di Fe ed avanzano 1,8 g di S (fig. 2).

• Anche questa legge conferma l'esistenza degli atomi che, in un dato

composto si combinano sempre allo stesso modo e quindi con lo stesso rapporto in peso.

Joseph Proust

• JOSEPH LOUIS PROUST Angers, Francia, 26 settembre 1754 - Angers, 5 luglio 1826

Figlio di un farmacista, la sua formazione avvenne a Parigi, dove studiò chimica e farmacia presso G. F. Rouelle (1703 - 1770). Diresse per qualche tempo la farmacia di Salpetrière, fu poi chiamato in Spagna dal re Carlo IV a dirigere alcune fabbriche. Insegnò presso il Real Seminario di Vergara e l'Università di Salamanca. Nel 1791 si trasferì a Madrid dove potette disporre di un attrezzato laboratorio per le sue ricerche. E' nel laboratorio di Madrid, tra il1799 e il 1806 che Proust studiò numerosissime sostanze chimiche formulando la "legge delle proporzioni definite", secondo la quale, negli composti chimici, gli elementi costituenti sono presenti in rapporto di peso definito e costante, dipendente dalla natura degli elementi stessi. Fu nominato membro dell'Accademia Francese delle Scienze nel 1816.

Legge delle proporzioni multiple

• “Le quantità in peso di un elemento che si combinano con le quantità fisse di un altro elemento per formare composti diversi stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili con numeri interi e piccoli" Il carbonio si può combinare con l'ossigeno in due modi diversi. Nel primo caso 1 g di carbonio reagisce con 1,33 g di ossigeno per dare 2,33 g di monossido di carbonio. Rapporto 1:1

• Nel secondo caso sempre la stessa quantità di carbonio reagisce con 2,66 g di ossigeno (esattamente il doppio) per dare 3,66 g di un altro composto, completamente diverso: l'anidride carbonica: 1,33 : 2,66 = 1 : 2 Gli stessi rapporti sono validi per qualsiasi quantità iniziale di carbonio, poichè l'anidride carbonica contiene un numero doppio di atomi di ossigeno rispetto al monossido di carbonio.

• In un composto ogni elemento entra a far parte secondo multipli interi di una quantità piccola, costante e indivisibile: l'atomo.

C + O2 = CO

C + O2 = CO2

JOHN DALTON

• JOHN DALTON Eaglesfield, Inghilterra, 6 settembre 1766 - Manchester, Inghilterra, 27 luglio 1844 .Fece studi di matematica e, nel 1793, occupò il posto di professore di matematica e filosofia al New College di Manchester. Nel 1794 fu eletto membro della Società di Letteratura e Filosofia della stessa città. E' nei locali di questa società che effettuò tutte le ricerche dopo le dimissioni dal suo posto di insegnante, nel 1799. Fece numerosi studi sui gas e, nel 1803, enunciò la legge delle proporzioni multiple (secondo cui quando due elementi si combinano tra loro in un composto lo fanno secondo rapporti di numeri interi e piccoli), in seguito alla quale formulò, nel 1807, la sua teoria atomica. Quest'ultima, la prima teoria atomica scientificamente supportata, ipotizzava l'esistenza di atomi diversi, affermava che gli atomi di un elemento avevano sempre le stesse propietà e che i composti presentavano caratteristiche differenti a seconda della loro composizione atomica. Nel 1826 Dalton ricevette la Royal Medal della Royal Society e, nel 1830, fu nominato associato straniero dell'Accademia delle Scienze di Francia.

Teoria atomica di Dalton

1. la materia è formata da particelle elementari chiamate atomi che sono indivisibili e indistruttibili;

2. gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro, hanno stessa massa;

3. gli atomi di elementi diversi non hanno massa uguale e si combinano tra loro in rapporti di numeri interi, non frazioni, e generalmente piccoli dando così origine a composti;

4. gli atomi non possono essere né creati né distrutti. 5. In una reazione chimica, gli atomi di un elemento non possono essere

convertiti in atomi di altri elementi, quindi mantengono la loro identità e non vengono distrutti (cambia solamente il modo in cui essi si combinano per formare un composto)

Questa viene considerata la prima teoria atomica della materia perché per

primo Dalton ricavò le sue ipotesi per via empirica.

Tipo di reazioni chimiche

Si distinguono 4 tipi di reazione:

1

2

Tipo di reazioni chimiche

una sola sostanza nuova C

A

Viene chiamata reazione di scambio semplice

Viene chiamata reazione di doppio scambio

3

4

Altre leggi delle reazioni tra molecole gassose

• Legge di Gay-Lussac: in una reazione chimica i volumi dei gas che si combinano e quelli che si formano stanno fra loro in rapporti esprimibili con muneri interi e piccoli

• Es. 1L Cl2 : 1L H2 = 2L HCl rapporto 1:1:2

• Es 2L H2 : 1LO2 = 2L H2O rapporto 2:1:2

• Legge di Avogadro: nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, due gas diversi contengono uguale numero di molecole

ma massa diversa

Legge di Gay-Lussac

Legge di Avogadro

Fine della seconda unità

grazie per l’attenzione