Università degli Studi di Milano-Bicocca Facoltà di Scienze della Formazione Corso di Laurea in Scienze della Formazione Primaria Corso di Didattica della Chimica a.a. 2008 / 2009 prof. Laura Bonati
PROGRAMMA DEL CORSO Introduzione Concetti di base della chimica moderna - Macroscopico e microscopico. Sistemi macroscopici: la composizione della materia; gli stati di aggregazione della materia. Interpretazione microscopica. - Struttura atomica e proprietà periodiche degli elementi. - Il legame chimico e le proprietà dei composti. Esperienze chimiche come spunto per percorsi didattici - A: Idrofilicità e idrofobicità - B: Solubilità - C: Acidità e basicità - D: Reattività Percorsi didattici per la scuola primaria - Sintesi delle esperienze condotte. - Generalizzazione sulle modalità di apprendimento dall'esperienza. - Schema generale di un percorso didattico. - Proposte di percorsi didattici da sviluppare singolarmente.
1. Concetti di base della chimica moderna Testi consigliati per consultazione e approfondimento: - Chimica, 1a ed., Martin Silberberg, Mc Graw Hill, 2004. - Chimica, 3a ed., John Kotz, Paul Treichel jr., Robert F. Weaver, Edises, 2007.
Macroscopico e microscopico SVILUPPO STORICO DELLA CHIMICA Osservazione del mondo SECOLI SCORSI Messa a punto di strumenti e tecniche per la determinazione di struttura Riconoscimento e catalogazione delle proprietà e proprietà molecolari Formulazione di regole Interpretazione del OGGI QUESTO SECOLO macroscopico comportamento della materia in termini della sua costituzione microscopica
Sistemi macroscopici: la composizione della materia Materia Con mezzi fisici Sistemi eterogenei (più fasi) separazione magnetica, decantazione, centrifugazione, filtrazione, etc. Sistemi omogenei (singole fasi)
Materia Con mezzi fisici Sistemi eterogenei (più fasi) Sistemi omogenei (singole fasi) Soluzioni Con trasformazioni fisiche (più componenti) Sostanze pure (unico componente) cristallizzazione, distillazione, cromatografia, estrazione con solvente, etc.
Materia Con mezzi fisici Sistemi eterogenei (più fasi) Sistemi omogenei (singole fasi) Soluzioni Con trasformazioni fisiche (più componenti) Sostanze pure (unico componente) Con trasformazioni chimiche (reazioni) Composti Elementi
Sistemi macroscopici: gli stati di aggregazione della materia GAS capacità di diffondere nello spazio; LIQUIDI tendenza a scorrere (fluire); non hanno forma e volume propri; adattano la forma a quella del recipiente; per descrivere il loro stato sono necessarie 4 grandezze: massa, possiedono un volume proprio e densità maggiore dei gas; volume, pressione, temperatura. sottoposti a pressione variano Per i gas ideali: PV = nrt (R = costante universale dei gas = 8,3143 JK-1 mol-1 a P = 1 atm, T = 0 C = 273,15 K Vm = volume molare = 22,4 L ) poco il volume; si dilatano /contraggono per riscaldamento /raffreddamento; SOLIDI Compattezza; possiedono forma e volume propri; si dilatano per riscaldamento.
Cambiamenti di stato Lo stato di una sostanza dipende dalla temperatura e dalla pressione a cui è sottoposta. Con l'aumento della temperatura le sostanze passano da solido a liquido a vapore. SOLIDO fusione LIQUIDO solidificazione vaporizzazione VAPORE condensazione sublimazione brinamento Temperatura di vaporizzazione / condensazione Temperatura di fusione / solidificazione Curva di riscaldamento dell'acqua a pressione atmosferica
Interpretazione microscopica La materia è costituita da particelle, atomi e molecole, dotate di: - energia cinetica, dipendente dalla temperatura, che conferisce mobilità; - energia potenziale, dovuta all'instaurarsi di interazioni intermolecolari di natura prevalentemente elettrostatica, responsabili della loro coesione (aggregazione). A seconda della natura dei legami chimici presenti nelle molecole possono manifestarsi: interazioni polari (tra ioni o molecole polari); Interazioni dispersive (tra molecole apolari); legami d idrogeno (se sono presenti atomi di H legati ad atomi elettronegativi). Il bilancio tra l'energia cinetica delle particelle e l'efficacia dell'azione delle forze intermolecolari presenti all'interno in un corpo macroscopico determina lo stato del sistema: GASSOSO LIQUIDO SOLIDO A-11
GAS Capacità di diffondere nello spazio: P = 0,01 atm distanze intermolecolari grandi rispetto al diametro molecolare forze intermolecolari deboli vengono superate dall'energia cinetica delle molecole. Gas ideale: le forze intermolecolari tendono a zero. Tutti i gas a P = 1 atm basse pressioni (0,01 atm < P < 1 atm) possono essere considerati ideali. PV = nrt indipendentemente dalla natura del gas. P = 100 atm L'energia cinetica dipende solo da T: E tot = E cinetica = 3/2 (nrt) Campioni di Argon (Ar) gassoso. Numero di molecole in uno straterello spesso 5 nm, al variare della pressione. A-12
LIQUIDI Incapacità di diffondere liberamente: le molecole sono a contatto più ravvicinato si instaurano interazioni intermolecolari. Tendenza a scorrere e a non mantenere una forma propria: viene conservata una rilevante mobilità (Ecinetica traslazionale e rotazionale). All'aumentare delle forze intermolecolari: - aumenta viscosità - aumenta il punto di ebollizione Ammoniaca (NH3) liquida - diminuisce la volatilità. A-13
SOLIDI Minima mobilità e instaurarsi di un parziale ordine a livello microscopico. A seconda delle forme delle molecole e del tipo di forze di coesione: vetri: perdita di fluidità ma basso ordine microscopico. cristalli: perdita di mobilità (solo moti vibrazionali); disposizione Disposizione degli atomi nei solidi vetrosi e nei solidi cristallini molecolare con carattere di simmetria e periodicità. A-14
Cambiamenti di stato a livello microscopico Con l'aumento della temperatura le sostanze passano da solido a liquido a vapore: all'aumentare di T aumenta la mobilità traslazionale e rotazionale (energia cinetica) delle molecole e si perde gradualmente la coesione tra le molecole (forze intermolecolari).
Sistemi microscopici: struttura atomica e proprietà periodiche degli elementi Atomo: entità elettricamente neutra costituita da un nucleo centrale, carico positivamente, circondato da elettroni carichi negativamente.
Numero atomico (Z) = n protoni numero di massa (A) = n protoni + n neutroni Isotopi = atomi dello stesso elemento con differente n di neutroni. massa atomica di ciascun isotopo = massa misurata relativamente alla massa del 12C (unità di massa atomica (u o Dalton) = (1/12) della massa del 12C) massa atomica (o peso atomico) = media delle masse atomiche dei diversi isotopi ciascuna pesata per la sua abbondanza %. Annotazione nella tabella periodica: 29 n atomico Cu 63,55 peso atomico
TABELLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI righe = periodi (da sin. a destra Z crescente); colonne = gruppi (proprietà chimiche simili) metalli: solidi lucenti a T ambiente, conducono bene calore e elettricità, malleabili, duttili. non metalli: gas o solidi fragili a T ambiente, conducono male calore ed elettricità. metalloidi (o semimetalli): proprietà intermedie.
Teoria quantistica e struttura atomica Per i sistemi microscopici sono accessibili solo alcune energie (quantizzazione): livelli energetici. Il moto degli elettroni è descritto da una funzioni d'onda, dalla quale si ricavano le regioni dello spazio con più alta probabilità di trovare gli elettroni: orbitali atomici. Diagramma dei primi livelli energetici accessibili agli elettroni di un atomo e superfici di contorno degli orbitali atomici.
La periodicità alla luce della teoria quantistica Riempimento dei livelli energetici da quello a più bassa energia (2 elettroni per orbitale) configurazioni elettroniche degli stati fondamentali degli elementi. Nello stesso gruppo si hanno analoghe configurazioni elettroniche esterne la periodicità nelle configurazioni elettroniche è alla base della periodicità nelle proprietà chimiche degli elementi.
Proprietà atomiche periodiche: raggio atomico: atomico dimensione atomica in termini di distanza reciproca tra nuclei atomici.
Energia di ionizzazione (Ei) : Affinità elettronica (Eea): energia necessaria per la rimozione energia associata all'aggiunta di 1 mole di elettroni da 1 mole di atomi di 1 mole di elettroni a 1 mole di atomi o ioni. Bassa Ei formazione di cationi. o ioni. Alta Eea formazione di anioni. Andamento irregolare Metalli reattivi - gruppo 1A e 2A (metalli alcalini e alcalino-terrosi) cedono elettroni facilmente e li attraggono debolmente Formano ioni positivi. Non metalli reattivi - gruppi 6A e 7A (gruppo dell'ossigeno e alogeni) cedono elettroni con difficoltà e li attraggono fortemente Formano ioni negativi. Gas nobili gruppo 8A - non tendono a cedere o ad acquistare elettroni.
Sistemi microscopici: il legame chimico e le proprietà dei composti Pochi elementi esistono allo stato libero in natura: gas nobili (come atomi), O2, N2, S8, C (carbon fossile), alcuni metalli. Gli elettroni degli atomi degli elementi intervengono nella formazione di composti, mediante formazione di legami chimici: Composti ionici: trasferimento di elettroni dagli atomi di un elemento a quelli di un altro legame ionico Composti covalenti: condivisione di elettroni tra atomi di differenti elementi legame covalente Composti metallici: messa in comune di elettroni tra molti atomi legame metallico Il tipo e la forza dei legami chimici determinano le proprietà dei composti.
La formazione di composti ionici Il legame ionico si osserva tra atomi con grande differenza nella tendenza a cedere o ad acquistare elettroni: metalli reattivi con bassa Ei con non metalli ad alta Eea. Trasferimento Attrazione di elettroni e elettrostatica e formazione formazione del di ioni solido ionico
Regola dell'ottetto (Lewis): gli atomi cedono o acquistano elettroni per raggiungere un livello esterno pieno di 8 ( o 2 ) elettroni = configurazione elettronica del gas nobile che li precede (metalli) o li segue (non metalli) Nella formazione del legame ionico il numero degli elettroni ceduti dagli atomi metallici è uguale al numero di elettroni acquistati dagli atomi non metallici.
Come il modello del legame ionico spiega le proprietà dei composti ionici: Intense forze attrattive (interazioni polari tra ioni) mantengono gli ioni in posizioni specifiche in tutto il cristallo. Applicando una Composti duri, rigidi, fragili. pressione sufficiente si ha avvicinamento di ioni con cariche dello stesso segno e le loro repulsioni rompono il campione. Alte T di fusione ed ebollizione: gli ioni devono avere energie cinetiche molto alte per vincere l'attrazione degli ioni circostanti.
Conducono l'elettricità solo se fusi o sciolti in acqua Nei composti fusi o in soluzione acquosa gli ioni diventano liberi di muoversi e capaci di condurre corrente elettrica.
La formazione di composti covalenti Il legame covalente si osserva tra atomi con poca differenza nella tendenza a cedere o ad acquistare elettroni, prevalentemente tra non metalli. Si ha la condivisione di coppie di elettroni: l'attrazione esercitata da ciascun nucleo sugli elettroni esterni dell'altro attrae i due atomi. La coppia di elettroni condivisa è localizzata tra i due atomi si formano molecole separate. Formazione della molecola H2
Il legame covalente si osserva: sia in alcuni elementi biatomici o poliatomici (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8, Se8) sia in numerosissimi composti tra atomi di differenti elementi. Molti composti ionici contengono ioni costituiti da due o più atomi legati covalentemente = ioni poliatomici es.: carbonato di calcio CaCO3
Caratteristiche dei legami covalenti Ordine di legame: numero di coppie elettroniche condivise tra due atomi legati. Forza del legame: dipende dall'intensità dell'attrazione tra i nuclei e gli elettroni condivisi. Energia di legame: energia necessaria per vincere questa attrazione. Lunghezza di legame: distanza tra due atomi legati. legame singolo Ad ordine di legame più alto corrisponde una lunghezza di legame doppio legame minore e una energia di legame maggiore. legame triplo
Come il modello del legame covalente spiega le proprietà dei composti covalenti: Esistono allo stato gassoso o liquido o sono solidi con basse T di fusione ed ebollizione. Le forze di legame covalente all'interno delle singole molecole sono forti. Le forze intermolecolari deboli (interazioni dispersive) sono responsabili Ebollizione del pentano C5H12 delle proprietà fisiche. Eccezioni: solidi covalenti reticolari: quarzo SiO2 diamante (C) Sono cattivi conduttori. La corrente elettrica è dovuta a elettroni mobili o a ioni mobili. Gli elettroni condivisi sono localizzati, quindi non sono liberi di muoversi. Non sono presenti ioni.
Elettronegatività e polarità di legame Elettronegatività ( ): capacità relativa di un atomo legato di attrarre elettroni condivisi. Relazione inversa con il raggio atomico. I non metalli hanno elettronegatività massima. Legami covalenti polari Quando atomi con diversa elettronegatività formano un legame covalente, la coppia elettronica è condivisa in modo diseguale il legame ha un polo parzialmente positivo ( +) e un polo parzialmente negativo ( -) = dipolo.
Molecole con legami covalenti polari danno luogo a interazioni polari tra dipoli. Interazioni polari nell'ammoniaca (NH3) liquida. S e sono presenti atomi di idrogeno legati ad atomi elettronegativi, danno luogo a legami d idrogeno con altri atomi elettronegativi. A-33
Il legame metallico Il legame metallico si osserva tra atomi di metalli, che hanno alta tendenza a cedere gli elettroni esterni (bassa Ei). Gli elettroni esterni sono condivisi tra tutti gli atomi: l'insieme ( mare ) di elettroni condivisi che fluisce tra e intorno ai nuclei e agli elettroni interni li attrae e li tiene legati. Gli elettroni condivisi sono delocalizzati tra tutti gli atomi. Come il modello del legame metallico spiega le proprietà dei metalli Composti solidi, flessibili, malleabili e duttili: si ha regolarità ma non rigidezza nella disposizione dei cationi metallici, che scorrono l'uno accanto all'altro attraverso il mare di elettroni senza respingersi. Alte T di fusione e altissime T di ebollizione: sono richieste altissime energie per separare ciascun catione metallico e i suoi elettroni da tutti gli altri. Conducono l'elettricità e il calore: per effetto della mobilità degli elettroni.