LA MOLE : UN UNITA DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA

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1 LA MOLE : UN UNITA DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA Poiché è impossibile contare o pesare gli atomi o le molecole che formano una qualsiasi sostanza chimica, si ricorre alla grandezza detta quantità di sostanza, la cui unità di misura è la mole. La mole corrisponde ad un numero fisso (N A = numero o costante di Avogadro) di particelle atomi, ioni, molecole che costituiscono una determinata quantità di una sostanza chimica. E un po come dire dozzina (dodici oggetti, di qualunque tipo siano) o paio (due oggetti). Una mole di una sostanza corrisponde alla massa espressa in grammi corrispondente alla massa molare (massa atomica o massa molecolare) della sostanza in questione. Calcoliamo i grammi corrispondenti ad una mole di acqua (H 2 O). La formula da applicare è la seguente: mole = grammi : massa molecolare. Conoscendo i valori delle masse atomiche dei due elementi costituenti il composto (H = 1; O = 16), possiamo ricavare la massa molecolare dell H 2 O (18); applichiamo la formula inversa: grammi = mole x massa molare = 1 x 18 = 18. Quindi una mole di acqua avrà massa uguale a 18 grammi. La mole è utile in molti casi. Per esempio è possibile calcolare la massa dei prodotti di una reazione chimica conoscendo la massa anche di uno solo dei reagenti. Data la reazione 2 H 2 S + 3 O 2 2 SO H 2 O, calcolare i grammi di SO 2 che si formano a partire da 250 g di H 2 S. (P.A.: S = 32; O = 16; H = 1). I coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata ci dicono che 2 moli di H 2 S produrranno 2 moli di SO 2. Quindi, dobbiamo calcolare le moli effettive di H 2 S che corrispondono a 250 g di tale composto applicando la formula precedente (moli = 250 : 34 = 7,35). Le moli così ottenute sono le stesse del composto SO 2. Basta ora applicare la formula inversa per calcolare la massa del prodotto (grammi = 7,35 x 64 = 470,4).

2 LEGGE DI LAVOISIER E la legge quantitativa fondamentale della Chimica, e dice la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. Ciò significa che nel corso di qualunque reazione chimica le particelle (atomi) non vengono create o distrutte, ma si ricombinano (cioè si separano e si riuniscono) in modo diverso per formare nuove sostanze. Questo è anche il motivo per cui ogni reazione chimica deve essere scritta in modo bilanciato (aggiungendo, se necessario, dei numeri detti coefficienti stechiometrici davanti alle formule). Ecco un esempio di bilanciamento di una reazione chimica: NaOH + H 3 PO 4 Na 3 PO 4 + H 2 O [Na e H non bilanciati] 3 NaOH + H 3 PO 4 Na 3 PO H 2 O [tutti gli elementi sono bilanciati] LEGGE DI PROUST Quando due elementi reagiscono per formare un composto, la quantità (massa espressa in grammi) di uno dei due reagenti si combina con una quantità definita e costante dell altro (rapporto di combinazione). Ciò avviene perché la molecola di un composto chimico è costituita da un numero determinato di atomi. Ad esempio, la molecola dell acqua è formata da due atomi di idrogeno + uno di ossigeno (H 2 O), quella dell anidride carbonica da un atomo di carbonio + due di ossigeno (CO 2 ), e così via. Ovviamente il rapporto di combinazione cambia al variare dei reagenti e dei prodotti.

3 Un grammo di Ferro si combina con 0,57 grammi si Zolfo per formare 1,57 g del composto FeS (solfuro ferroso). Analogamente, 2 grammi di Ferro si combinano con 1,14 g di Zolfo per formare 3,14 g di FeS. Qual è il rapporto di combinazione in questo caso? Posto uguale a 1 il termine del rapporto corrispondente all elemento che si combina in quantità maggiore il Ferro, si ricava il secondo termine dividendo il quantitativo minore per quello maggiore: 0,57 : 1 o anche 1,14 : 2 = 0,57 Il rapporto di combinazione tra Fe e S sarà quindi 1 : 0,57. Che succede allora se mescoliamo, ad esempio, 2 g di Fe con 1,5 g di S? Poiché il rapporto di combinazione non cambia infatti il composto che si forma è sempre FeS solo una parte dello zolfo, corrispondente a 1,14 g, reagirà col quantitativo dato di ferro, mentre il rimanente (quantitativo in eccesso rispetto al rapporto di combinazione), cioè 0,36 g, non si combinerà col ferro. LEGGE DI DALTON Esistono molti elementi (ad esempio il Carbonio, l Azoto o lo Zolfo) che sono in grado di formare diversi composti con un altro elemento (ad esempio l Ossigeno). Dalton si accorse che quando ciò avviene, un elemento si combina in quantità fissa mentre l altro in quantità variabile a seconda del tipo di composto.

4 Le quantità dell elemento che si combina in modo variabile, possono essere espresse con numeri interi e semplici. Il Carbonio e l Ossigeno possono formare due composti: CO e CO 2. Se 3 grammi di Carbonio si combinano con 4 g di Ossigeno formando 7 g di CO, mentre gli stessi 3 g di Carbonio si combinano con 8 g di Ossigeno formando 11 g di CO 2, in che rapporto si trovano le due quantità variabili di Ossigeno? Basta dividere il quantitativo maggiore per quello minore e otteniamo 8 : 4 = 2 Il rapporto è quindi 1 : 2 (notare la differenza tra le formule dei due composti) LO STATO AERIFORME : LE LEGGI DEI GAS I gas sono formati da particelle non legate fra loro, quindi totalmente libere di muoversi. Questo è il motivo per cui i gas non hanno né forma né volume proprio e sono facilmente comprimibili, in quanto fra le loro particelle esiste un enorme spazio vuoto. Legge di Boyle (isoterma) Il volume di un gas, a temperatura costante, è inversamente proporzionale al suo volume (P x V = costante). Ciò significa che più comprimiamo una massa gassosa, più il suo volume si ridurrà (esempio della siringa). Legge di Charles (isobara) Il volume di un gas, a pressione costante, è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta (V : T = costante). Ciò significa che, se scaldiamo un gas in un contenitore che si può espandere, il suo volume aumenterà. Legge di Gay-Lussac (isocora) A volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta (P : T = costante). Ciò significa che, se aumentiamo la temperatura di una massa gassosa contenuta in un recipiente chiuso, la sua pressione aumenterà. Equazione di stato generale dei gas perfetti Per un gas ideale (vale a dire formato da particelle così piccole che possono essere considerate puntiformi, quindi lontanissime tra loro), vale la seguente relazione: P x V = n x R x T

5 dove P = pressione (in atmosfere); V = volume (in litri); n = numero di moli; R = costante (= 0,0821); T = temperatura (in gradi Kelvin). Problema Un recipiente da 100 litri è pieno di gas elio alla pressione di 1,5 atm e alla temperatura di 15 C. Calcolare la massa in grammi dell elio. Soluzione Si applica l equazione di stato dei gas per trovare le moli di elio n = (P x V) : (R x T). Si converte il valore della temperatura in gradi Kelvin (273, = 288,15), quindi n = (1,5 x 100) : (0,0821 x 288,15) = 6,34 moli. Si applica infine la formula grammi = mole x massa molare, quindi g = 6,34 x 4 = 25,4 grammi di elio. LEGAMI CHIMICI I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola. Possono essere di vari tipi, ma in tutti i casi permettono agli atomi di diventare più stabili (come nel caso dei gas nobili). Legame covalente si basa sulla condivisione di due o più elettroni del livello più esterno dell atomo, e può essere polare (atomi con diversa affinità per gli elettroni) o apolare (atomi uguali). Legame dativo gli elettroni condivisi sono messi a disposizione da uno solo degli atomi che si legano. Legame ionico si basa sul trasferimento di uno, di due o, più raramente, di tre elettroni da un atomo meno elettronegativo ad un altro più elettronegativo. La molecola Cl 2 si forma a seguito della condivisione di una coppia di elettroni tra i due atomi di Cloro. Tale elemento, infatti, possiede 7 elettroni esterni (uno in meno dell Argon, uno dei gas nobili, elementi molto stabili e perciò assai poco reattivi). Ogni atomo di Cloro completa il suo livello elettronico esterno, arrivando a 8, mettendo in comune uno dei suoi elettroni esterni con l altro atomo (questo è un esempio di legame covalente apolare). La molecola HCl si forma anch essa per condivisione di una coppia di elettroni esterni (l Idrogeno ne ha uno solo e si completa acquisendo la stessa struttura elettronica esterna dell Elio, che ha due elettroni nel primo livello ed è molto stabile). Ma in questo caso, i due

6 elementi sono così diversi tra loro l Idrogeno poco elettronegativo, il Cloro molto elettronegativo che i due elettroni condivisi sono spostati verso quest ultimo atomo. Ne consegue che la molecola HCl è fortemente polare, quasi fosse una minuscola calamita. Lo ione ammonio NH 4 + è caratterizzato da un legame dativo. L Azoto possiede cinque elettroni esterni, tre dei quali sono impegnati a formare altrettanti legami covalenti con tra atomi di Idrogeno; gli altri due elettroni possono essere messi a disposizione per legare un protone H + (cioè un atomo di Idrogeno senza l elettrone) nel modo seguente: Il cloruro di sodio NaCl si forma tramite il legame ionico. Il Sodio ha un solo elettrone esterno, che tende a cedere facilmente. Il Cloro, come già detto, possiede sette elettroni esterni, e quindi tende a completare il suo livello elettronico esterno acquistando un elettrone. Il Sodio cede quindi l elettrone esterno al Cloro: il primo diventa uno ione positivo (Na + ), mentre il secondo uno ione negativo (Cl ) e la forza attrattiva fra le due cariche opposte spiega come si forma tale tipo di legame. Na + Cl

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