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10
IL SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI
Verso il 1860 il chimico russo MENDELEEV, ordinando gli elementi fino allora conosciuti, secondo il
loro peso atomico crescente, aveva notato che al variare del peso atomico non solo variavano le
proprietà fisiche e chimiche degli elementi ma, ad intervalli regolari, si ritrovavano elementi con
proprietà simili.
In base a questa considerazione, MENDELEEV distribuì gli elementi noti in serie orizzontali, che
chiamò periodi, i cui membri apparivano chiaramente diversi tra loro, e in colonne verticali dette
gruppi, che venivano ad individuare famiglie di elementi con caratteristiche simili (vedi la tavola
periodica). Nacque così la classificazione periodica degli elementi: essa è da considerare la più
grande conquista della scienza chimica dell’800!
E’ da rilevare che, a quel tempo non si sapeva ancora nulla della struttura dell’atomo. Il concetto
essenziale (cioè l’intuizione) che le proprietà degli elementi dovessero considerarsi una funzione
periodica del loro peso atomico, dovette essere poi però smentita, quando si approfondì la
conoscenza dell’atomo: le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono una funzione
periodica del NUMERO ATOMICO (non del peso atomico!).
Ciò si può comprendere se si pensa che il modo di legarsi di un atomo ad altri (cioè di reagire), è
determinato essenzialmente dalla sua struttura elettronica, in particolare dal numero di elettroni
“periferici”, perché è tra questi che avvengono i fenomeni di scambio (acquisto o cessione) di
elettroni, che stanno alla base della formazione stessa dei composti chimici.
Riassumendo, il sistema periodico è un metodo mediante il quale gli elementi sono stati classificati
in base al loro crescente numero atomico: dal più basso = 1 dell’idrogeno, al più alto = 103 del
laurenzio (controlla sulla tavola).
Gli elementi con struttura elettronica esterna uguale (e quindi simili per proprietà chimiche),
vengono a trovarsi vicini, sulla stessa colonna. Ad esempio, gli elementi con un elettrone nel livello
più esterno sono tutti nella prima colonna di sinistra (H - Li - Na - K - ecc.). Nella seconda colonna
troviamo tutti gli elementi che hanno due elettroni nel livello più esterno (Be - Mg - Ca - ecc.) e così
via, fino ad arrivare all’ultima dove sono raggruppati tutti gli elementi che hanno il livello più esterno
completo.
Questi elementi sono presenti in natura solo allo stato di gas e sono inerti, cioè non reagiscono con
alcun elemento chimico. Per tale caratteristica sono chiamati “gas nobili” o “gas inerti”.
Gli elementi appartenenti ad una medesima colonna, nella tabella periodica degli elementi, formano
un gruppo. Tutti gli elementi dello stesso gruppo hanno caratteristiche chimiche simili.
Il gruppo degli “alogeni” è formato dagli elementi della penultima colonna (F - Cl - Br - I), mentre
quelli della prima colonna formano il gruppo dei ” metalli alcalini”, e così via.
In ogni casella del sistema periodico vi è il simbolo chimico di un elemento. Al di sopra del simbolo
chimico vi è il numero atomico. Il numero segnato al di sotto del simbolo chimico indica il numero di
massa (peso atomico).
g. nalin
10.1
CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI
La disposizione ordinata degli elementi secondo il sistema periodico ci consente di individuare gruppi
aventi un uguale numero di valenza e quindi proprietà chimiche e fisiche simili. Ciò si è visto essere
conseguenza della configurazione elettronica, in particolare degli strati più esterni degli atomi.
Secondo una vecchia classificazione gli elementi chimici sono distinti in:
- 1 gas nobili
- 2 metalli
- 3 non metalli
Gas nobili.
Tutti gli elementi dell’ottavo gruppo del sistema periodico degli elementi sono dei gas
straordinariamente poco reattivi; esistono solo in forma monoatomica; è difficile farli reagire e danno
pochissimi composti.
In base a questa loro mancanza di reattività sono chiamati gas nobili e presentano una alta stabilità e
una bassa energia.
La loro configurazione elettronica esterna è di 8 elettroni nel livello più esterno; si dice allora che tali
atomi hanno un otteto. Avere l’otteto significa avere massima stabilità.
Tutti i sistemi, chimici e fisici, tendono a raggiungere la massima stabilità possibile. Anche gli atomi
tendono a raggiungere la massima stabilità, assumendo una struttura elettronica stabile: l’otteto è la
struttura più stabile. La cosiddetta regola dell’otteto dice che: ogni elemento tende a completare la
propria orbita esterna con 8 elettroni.
Metalli.
Vengono considerati elementi con “elettronegatività” molto bassa, cioè hanno maggiore tendenza a
perdere gli elettroni più esterni, per diventare elettropositivi. Ciò vuol dire che gli elettroni più esterni
sono legati molto debolmente e sono molto mobili.
Quindi gli elettroni nei corpi metallici sono liberi di muoversi da una parte all’altra del corpo e
spostandosi possono condurre elettricità e calore. Sappiamo infatti che i metalli sono ottimi
conduttori del calore e dell’elettricità.
I metalli a temperatura ambiente sono tutti solidi (a parte il mercurio che è liquido), sono lucenti ed
hanno particolari caratteristiche meccaniche.
Sono metalli gli elementi del primo e secondo gruppo, tutti gli elementi del periodo di transizione e
alcuni elementi di altri gruppi. I metalli, nel reagire con altri elementi, tendono a raggiungere l’otteto
perdendo gli elettroni del livello più esterno.
Non metalli.
Sono elementi elettronegativi, cioè tendono ad acquistare elettroni diventando ioni negativi.
Gli elettroni più esterni sono fortemente legati al nucleo dell’atomo per cui tali elementi non sono
buoni conduttori di elettricità e di calore.
Sono solidi o gassosi (eccetto il bromo che è liquido). Non hanno lucentezza.
I non metalli sono elettronegativi per cui, nel reagire con altri elementi, tendono a raggiungere l’otteto
acquistando elettroni da altri atomi.
g. nalin
10.2
I GRUPPI
Gli elementi del 1° gruppo.
Sono chiamati metalli alcalini; vi appartengono: litio (Li), sodio Na), potassio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) e francio (Fr).
Sono elementi con un solo elettrone nello strato più esterno, perciò tendono a cederlo per raggiungere la configurazione
elettronica dei gas nobili (sono quindi monovalenti, con numero di ossidazione 1+). Hanno elettronegatività molto bassa,
sono molto reattivi e buoni conduttori di calore ed elettricità.
Gli elementi del 2° gruppo.
Berillio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), stronzio (Sr), bario (Ba), radio (Ra). Sono chiamati metalli alcalino-terrosi.
Presentano tutti valenza 2 a causa della presenza di due elettroni negli orbitali s (elettroni che vengono ceduti alla prima
occasione, dando origine a cationi con numero di ossidazione 2+).
Il 3° gruppo.
Gli elementi del 3° gruppo: Boro (B), alluminio (Al), gallio (Ga), indio (In), tallio (Tl) sono trivalenti. Il boro ha carattere
non metallico, a differenza dell’alluminio. Gli altri elementi hanno carateristiche intermendie.
Il 4° gruppo.
Carbonio ( C ), silicio (Si), germanio (Ge), stagno (Sn), piombo (Pb). Hanno 4 elettroni di valenza. All’aumentare del
numero atomico crescono le proprietà metalliche. Sono elementi importantissimi; in particolare, il carbonio entra a far
parte di un’infinità di composti detti composti organici.
Il 5° gruppo.
Azoto (N), fosforo (P), arsenico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi). Gli elementi più leggeri (azoto e fosforo) sono dei non
metalli.
Il 6° gruppo.
Ossigeno (O), selenio (Se), tellurio (Te), polonio (Po). Sono sulla destra della tavola periodica ed hanno proprietà
prevalentemente non metalliche. L’ossigeno è l’elemento più importante e anche quello più abbondante della crosta
terrestre.
Il 7° gruppo.
Fluoro (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodio (I), astato(At) sono detti alogeni, cioè generatori di sali e non possiedono
proprietà metalliche. Mancano di 1 elettrone nel loro orbitale più esterno (configurazione esterna: s 2p5), perciò sono avidi
di elettroni e pertanto molto elettronegativi e altamente reattivi (numero di ossidazione 1-).
Gli elementi di transizione
Quelli compresi fra il 2° e il 3° gruppo A del sistema periodico sono detti elementi di transizione (gruppo B). Questi
elementi possiedono elettroni su orbitali d. Il livello energetico dell’orbitale 3d è quasi uguale a quello del 4s, per questo
può capitare che un atomo riempia prima gli orbitali 4s e dopo quelli 3d. Facendo questo il livello d rimane incompleto;
perciò la valenza di un elemento di questo gruppo è variabile. Ad esempio il rame (Cu) ha sia valenza 1 che 2, pur
essendo un elemento del primo gruppo, in quanto può cedere sia uno che due elettroni.
Gli elementi di transizione si possono considerare dei metalli ma, alcuni con valenze superiori, si comportano da non
metalli. Le colone verticali con cui sono raggruppati sono chiamati sottogruppi che prendono il nome del primo elemento
della colonna.
I Lantanidi sono elementi che possiedono elettroni su orbitale f, hanno proprietà chimiche simili al lantanio e
costituiscono perciò un gruppo a parte.
Gli attinidi sono elementi affini all’attinio, con elettroni sull’orbitale g. Sono poco diffusi in natura e fortemente instabili.
Alcuni di questi hanno nuclei che subiscono decadimento radioattivo.
g. nalin
11
I LEGAMI CHIMICI
Introduzione.
Le molecole e, in generale i composti, sono insiemi di atomi legati da particolari unioni dette legami
chimici. Queste unioni hanno luogo se la molecola che si otterrà possiede una certa stabilità. In due
atomi che si uniscono la sistemazione degli elettroni si modifica in entrambi. Perché avvengano questi
spostamenti di elettroni è necessario che gli atomi di questi elementi siano disponibili a condividere o a
scambiarsi uno o più elettroni.
Com’è possibile prevedere quale tendenza avrà un elemento nei confronti di un altro? Come si fa,
cioè, sapere se cederà, acquisterà o metterà in comune gli elettroni che possiede più esternamente?
Teniamo presente che gli atomi tendono a raggiungere la massima stabilità che corrisponde alla
configurazione elettronica dei gas nobili, cedendo, acquistando o mettendo in comune uno o più
elettroni, nella maniera che risulterà più conveniente per raggiungere tale configurazione.
La tavola periodica ci può suggerire quale tendenza avranno gli elementi dei vari gruppi: sappiamo che
gli elementi del 1° e del 2° gruppo, ad esempio, hanno tutti tendenza a cedere con facilità gli elettroni
degli orbitali s, trasformandosi in ioni positivi. Gli elementi di altri gruppi, che hanno carattere non
metallico, hanno tendenza a acquistare elettroni, per trasformarsi in ioni negativi.
L’energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo si chiama energia di ionizzazione. Gli
elementi del 1° e del 2° gruppo hanno una bassa energia diionizzazione; al contrario, gli elementi del
VI e VII gruppo, hanno un’alta energia di ionizzazione, cioè è necessaria una forte quantità di energia
per strappare loro un elettrone.
Ricapitolando possiamo dire, ancora una volta, che il comportamento degli atomi dei vari elementi
dipende dalla struttura elettronica. La tendenza a reagire è giustificata dall’obiettivo di completare
l’otteto dello strato più superficiale.
Il legame ionico
Questo legame si forma ogni volta che vengono a contatto due atomi di cui uno tende facilemente a
cedere elettroni (quindi ha una bassa energia di ionizzazione) e l’altro tende facilmente ad acquistarli
(quindi ha un’alta energia di ionizzazione). I due ioni che così si formano hanno cariche di segno
opposto: l’elemento elettropositivo si trasforma in catione; l’elemento elettronegativo si trasforma in
anione. Succede così che i due ioni si attraggono l’un l’altro, secondo quanto dice la legge di
Coulomb: due cariche di segno opposto si attraggono. Il legame “onico” che si forma è chiamato per
questo ache eteropolare.
I composti aventi questo tipo di legame conducono la corrente elettrica. I legami ionici si formano con
facilità fra elementi del 1° e 2° gruppo e quelli del 7° gruppo, ad esempio:
Na + Cl
g. nalin
Na+ Cl-
I LEGAMI COVALENTI
Non tutti i legami avvengono tra elementi molto elettropositivi ed elementi molto elettronegativi, con
trasferimento di elettroni così come nei legami ionici. Infatti, legami chimici possono avvenire anche tra
atomi con caratteristiche simili, o addirittura, tra atomi uguali (ad esempio come nelle molecole
biatomiche H2, O2, Cl2, ecc.). Come è possibile? Resta fermo il fatto che l’obiettivo è sempre quello:
raggiungere la massima stabilità, cioè la configurazione elettronica dei gas nobili.
In questo caso non avviene il trasferimento di elettroni: non c’è ragione per cui, ad esempio nell’H2, un
idrogeno si privi del proprio elettrone per cederlo all’altro; il legame si origina quando gli orbitali dei due
atomi si avvicinano fino a sovrapporsi. Si forma così un orbitale di legame nel quale si muovono gli
elettroni dei due atomi, ruotando insieme attorno all’uno e all’altro nucleo.
H
H
H2
(due atomi di idrogeno prima (a) e dopo (b) la formazione del legame)
Condizione indispensabile perché si formi un legame covalente da parte di un atomo è che esso abbia
un orbitale occupato solo parzialmente, cioè da un solo elettrone.
Quando un legame covalente si forma fra atomi uguali, per fusione degli orbitali atomici, si ha la
formazione di orbitali molecolari, ognuno dei quali contiene due elettroni. La “nuvola elettronica” (lo
spazio in cui si muovono gli elettroni di legame) è simmetrica rispetto ai due nuclei. Si definisce questo
tipo di legame, legame covalente puro o omopolare.
Un legame covalente polare è invece quello che si forma tra atomi diversi (aventi diversa
elettronegatività). Il legame si genera per la messa in comune di elettroni, ma la nuvola elettronica di
legame è addensata maggiormente sull’atomo più elettronegativo, che assume così una certa carica
negativa, mentre l’altro atomo ad esso legato, assume carica positiva.
I legami covalenti sono quelli più diffusi tra gli atomi che costituiscono le molecole delle sostanze che si
trovano in natura.
L’energia di legame
Quando si formano i legami, l’energia potenziale del sistema diminuisce e aumenta quando i legami
chimici vengono rotti.
L’energia di legame è l’energia necessaria per separare due atomi legati. Occorre molta energia
per spezzare un legame forte, poca per spezzarne uno debole. Per rompere un legame, quindi, si deve
fornire energia; quando si forma un legame, vi è sviluppo di energia.
g. nalin
Doppi e tripli legami
Alcuni elementi, data la loro particolare struttura elettronica, sono in grado di fare doppi o tripli legami.
Un doppio legame è un legame covalente nel quale gli atomi interessati al legame condividono quattro
elettroni. Un triplo legame è un legame covalente nel quale gli atomi interessati al legame condividono
tre coppie di elettroni.
(Un atomo di carbonio è in grado di formare legami singoli, doppi e tripli con un altro atomo di carbonio. I tripli
legami sono più forti e più corti degli altri tipi di legami fra atomi di carbonio).
Il legame a idrogeno
Questo legame si forma quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi piccoli e molto
elettronegativi, come l’ossigeno, il fluoro o l’azoto. Il legame a idrogeno è un legame elettrostatico, tanto
più forte quanto più elettronegativo è l’elemento a cui l’idrogeno è legato. Consiste in un’attrazione tra
l’atomo di idrogeno (leggermente positivo, di una molecola e l’atomo elettronegativo di un’altra
molecola. Quindi è un’attrazione fra molecole legate con legami covalenti polari. Nel caso dell’acqua,
ciascun atomo di ossigeno può legarsi a un atomo di idrogeno di due molecole distinte.
Il legame metallico
Nei metalli, che abbiamo già descritto come ottimi conduttori di elettricità e di calore, gli elettroni
di questi elementi sono legati ai nuclei molto debolmente. Si può immaginare un metallo costituito da un
insieme di ioni positivi derivati dagli atomi che hanno perso gli elettroni esterni, immersi in una nube
elettronica. Gli elettroni, attirati simultaneamente da più cationi sono capaci di legare a sé questi ultimi.
Con una simile struttura è facile lo spostamento degli elettroni da un punto all’altro del metallo e ciò
spiega la buona conducibilità elettrica e termica di queste sostanze.
Il legame dativo.
Un legame covalente fra due atomi si può stabilire non solo mediante compartecipazione di due
elettroni provenienti uno da un atomo e uno dall’altro, ma anche quando gli elettroni provengono
entrambi dallo stesso atomo, che in questo caso funge da datore. L’atomo che riceve questo doppietto
di elettroni si chiama accettore e deve avere un orbitale libero per riceverlo. Questo legame covalente
si chiama legame dativo.
g. nalin
12
LE REAZIONI CHIMICHE
Se si brucia un pezzo di legno, possiamo osservare che:
- la quantità di legno diminuisce
- si sviluppa energia (calore e luce)
- si forma una certa quantità di cenere
- si sviluppa una quantità di fumo (anidride carbonica e vapore acqueo).
Sono avvenute delle trasformazioni: il legno si è consumato, trasformandosi in energia termica e luminosa,
in fumo e in cenere.
Quello che è avvenuto però è ben diverso da un passaggio di stato. Il fenomeno osservato rappresenta
una reazione chimica.
Infatti, mentre nei passaggi di stato si ha una trasformazione che interessa soltanto lo stato di
aggregazione, nelle reazioni chimiche invece si ha un cambiamento che interessa anche le proprietà
chimiche. Dal legno, materiale di partenza, abbiamo ottenuto come prodotto finale, alcune sostanze con
proprietà e caratteristiche completamente differenti.
Nelle reazioni chimiche le sostanze di partenza si chiamano reagenti, e le sostanze che si ottengono dalla
reazione si chiamano prodotti di reazione.
Le reazioni chimiche si rappresentano mediante equazioni in cui al primo membro si scrivono le sostanze
reagenti, al secondo membro i prodotti di reazione.
Sia i reagenti che i prodotti di reazione sono preceduti nell’equazione della reazione da un numero che
indica la quantità delle varie sostanze che reagiscono e che si formano (coefficiente stechiometrico).
Una reazione chimica, una volta iniziata, può procedere fino al consumo completo dei reagenti. In tal caso
si dice reazione completa e irreversibile. (come nel caso della legna che brucia). Se la trasformazione
delle sostanze reagenti in prodotti di reazione non è completa, la reazione si chiama reazione
reversibile.
Se è irreversibile si segna così:
A+BC+D
(dove A e B rappresentano i reagenti, C e D i prodotti di reazione)
Se è reversibile si segna così:
A+B
C+D
N.B. : Tutti gli atomi costituenti le sostanze reagenti si ritrovano, sebbene diversamente legati fra loro, nei
prodotti di reazione.
g. nalin
12.1 LE REAZIONI CHIMICHE E IL CALORE
Se prendiamo un pezzo di carbone e lo bruciamo in presenza di aria, si ha una reazione chimica che avviene
con sviluppo di una certa quantità di calore (Q).
C + O2
CO2 + Q
Se vogliamo decomporre l’acqua nei suoi elementi costituenti, cioè H e O, dobbiamo fornire calore all’acqua.
La reazione avviene quindi con assorbimento di una certa quantità di calore:
2H2O + Q
2H2O
2H2 + O2 cioè:
2H2 + O2 - Q
In ogni reazione chimica è in gioco una certa quantità di calore. Le reazioni che avvengono con sviluppo di
calore si dicono reazioni esotermiche; le reazioni che avvengono con assorbimento di calore si dicono
reazioni endotermiche.
12.2 LA VELOCITA’ DI REAZIONE E I CATALIZZATORI
Una reazione chimica è una trasformazione di una o più sostanze in altre sostanze. La condizione
necessaria affinché possa avvenire la reazione è che le molecole si incontrino fra loro. L’incontro fra queste
molecole deve essere piuttosto energico, così che si abbia la rottura dei legami esistenti e consentire la
formazione dei nuovi legami e quindi di nuove molecole.
Ogni reazione chimica consiste nella rottura di legami chimici e nella formazione di nuovi legami
chimici.
La velocità di una reazione aumenta con l’aumentare della temperatura, in quanto aumenta la velocità delle
molecole, cioè la loro energia cinetica e quindi aumentano gli urti tra le particelle.
La velocità di reazione aumenta con l’aumentare della concentrazione, in quanto aumenta la probabilità
di urti fra le particelle, così come aumenta la probabilità di scontri fra le auto quando aumenta il traffico.
Le reazioni troppo lente, per poter essere sfruttate in modo conveniente, devono essere accelerate. A
questo scopo si usano spesso i catalizzatori: questi sono sostanze che aggiunte ad un sistema chimico ne
accelerano la velocità di reazione e si ritrovano poi, inalterate, al termine del processo. L’effetto dei
catalizzatori è chiamato catalisi.
L’energia minima che le molecole debbono possedere quando si urtano, affinché l’urto sia attivo,
prende il nome di energia critica di attivazione.
Complesso attivato
g. nalin
A+B
C+D
Stato iniziale
stato finale
13
LE SOLUZIONI
Una soluzione è una mescolanza omogenea di due o più componenti; per convenzione il
componente che è presente in quantità maggiore, si chiama solvente; ogni componente in quantità
minore è detto invece soluto.
Le soluzioni non vanno confuse con le miscele eterogenee quali le emulsioni (dispersioni
eterogenee di liquidi in liquidi), le sospensioni (dispersioni di solidi in liquidi), ecc.
CLASSIFICAZIONE DELLE SOLUZIONI
Si possono avere soluzioni gassose, liquide, solide.
a- Le soluzioni gassose sono costituite da due o più gas (es. l’aria dell’atmosfera, costituita da
azoto, ossigeno, ecc.); le soluzioni gassose hanno tutte le caratteristiche dello stato gassoso;
b - le soluzioni liquide possono essere costituite da:
- gas sciolto in un liquido (es. ossigeno in acqua)
- liquido sciolto in un altro liquido (es. alcol in acqua)
- solido sciolto in un liquido (es.: sale in acqua)
Le soluzioni liquide presentano tutte le caratteristiche dello stato liquido;
c - soluzioni solide sono costituite da due o più solidi dei quali uno è disperso disordinatamente
nell’altro (es. di soluzioni solide sono le leghe formate da due o più metalli e da non metalli).
Le soluzioni possono essere vere o false, e in quest’ultimo caso la loro natura di soluzione è solo
apparente, come nel caso della terra fine dispersa in acqua.
Quando si prepara una soluzione, mescolando ad es. una piccola quantità di un soluto solido in una
grande quantità di un liquido (solvente), la dissoluzione procede fino al raggiungimento di uno stato
di equilibrio, che corrisponde al raggiungimento della perfetta omogeneità del sistema.
g. nalin
13.1
SOLUZIONI IONICHE E SOLUZIONI MOLECOLARI
Alcune sostanze (es. acidi, sali, idrossidi), nel formare una soluzione si dividono negli ioni che
costituiscono la molecola, mentre altre mantengono la loro composizione molecolare.
Nel primo caso si parla di soluzioni ioniche: le molecole dipolari dell’acqua si orienteranno con la
parte negativa verso gli ioni carichi positivamente, mentre le parziali cariche positive si orienteranno
verso gli ioni carichi negativamente. Quanto più un solvente è polare e tanto più un cristallo ionico
risulta in esso solubile.
Nel caso in cui le molecole rimangano indissociate, mantengano la struttura molecolare, si
parla di soluzioni molecolari. (es. zucchero in acqua: le molecole di acqua interagiscono con le
molecole di zucchero “circondandole”, cioè idratandole).
I tipi di legami chimici delle molecole dei soluti giustificano questi diversi comportamenti: infatti
i composti caratterizzati da legame ionico oppure da legame covalente polare, in acqua o altro
solvente polare, danno origine a soluzioni di tipo ionico, che conducono corrente elettrica. I composti
caratterizzati da legami di tipo covalente omopolare, danno soluzioni di tipo molecolare, che non
conducono corrente elettrica.
In genere tutti i sali caratterizzati da una struttura cristallina allo stato solido, danno soluzioni ioniche
e vengono chiamati elettroliti.
La solubilità di una sostanza è influenzata anche da altri fattori quali ad es. le dimensioni
delle particelle, la sua natura e la natura del solvente e soprattutto la temperatura. Nella maggior
parte dei casi la solubilità di una sostanza solida aumenta all’aumentare della temperatura.
La solubilità di una sostanza in un solvente è la quantità massima, in grammi, di questa sostanza
che si può sciogliere in 100 grammi di solvente.
Una soluzione si dice satura quando, ad una certa temperatura si è in presenza del suo
corpo di fondo, cioè quando si stabilisce un equilibrio fra la soluzione e il suo soluto non disciolto.
Una sostanza che si scioglie in un solvente si dice solubile in quel solvente; se non si scioglie si
dice insolubile.
La cristallizzazione è un processo mediante il quale, da una soluzione liquida, in cui sia stato
sciolto un composto solido, si riottiene il soluto allo stato solido cristallino (es. il sale marino che si
produce nelle saline per evaporazione del solvente, cioè dell’acqua).
g. nalin
13.2
CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE
La quantità di soluto sciolto in un certo volume di solvente si chiama concentrazione.
Aumentando la quantità di un soluto in una soluzione aumenterà la concentrazione della soluzione
stessa.
La concentrazione si può esprimere in diversi modi: in unità fisiche o in unità chimiche.
-
Le unità fisiche indicano la quantità di soluto su cento parti di soluzione, il tutto espresso in
grammi (concentrazione percentuale in peso) o il tutto espresso in millilitri (percentuale in
volume).
-
Le unità chimiche possono indicare il numero di moli di soluto sciolte in un litro di soluzione
(concentrazione molare o Molarità = M); oppure possono indicare il numero di grammoequivalenti di soluto sciolti in un litro di soluzione (concentrazione normale o normalità =
N).
Le soluzioni delle quali si conosce la molarità o la normalità si chiamano soluzioni titolate.
IL PESO EQUIVALENTE
La normalità è il numero di grammo-equivalenti di soluto contenuti in un litro di soluzione.
Il grammo-equivalente corrisponde al peso di una mole diviso il valore della valenza (cioè
della potenzialità acida o basica).
Il peso equivalente di un acido è dato dal rapporto tra il suo peso molecolare e il numero di
atomi di idrogeno contenuti nella sua formula molecolare.
Il peso equivalente di una base è dato dal rapporto tra il peso molecolare e il numero di
ossidrili (OH-) contenuti nella formula.
g. nalin
14
ACIDI E BASI
Gli acidi e le basi (o idrossidi), sono sostanze i cui atomi sono tenuti assieme da legami di carattere
ionico; sono pertanto elettroliti cioè danno soluzioni acquose che conducono corrente elettrica.
Quando queste sostanze sono disciolte in acqua avviene la dissociazione elettrolitica*, con formazione
di ioni positivi (cationi) e ioni negativi (anioni).
Esempio di dissociazione di un acido: HCl  H+ + ClEsempio di dissociazione di una base: NaOH  Na+ + OHTutti gli acidi sciolti in acqua generano ioni H+ detti idrogenioni (o protoni);
Tutti gli idrossidi sciolti in acqua generano ioni OH- , detti ossidrilioni (o ossidrili);
Queste osservazioni hanno permesso di formulare le seguenti definizioni:
-
acidi sono tutte le sostanze che, sciolte in acqua, generano idrogenioni (H+);
basi sono tutte le sostanze che, in acqua, generano ossidrili (OH -);
Ma di queste sostanze si sono date anche altre definizioni e osservate ulteriori caratteristiche. Ad
esempio:
gli acidi, in soluzione acquosa impartiscono un caratteristico sapore, detto appunto acidulo,
mentre le basi, sempre in soluzione acquosa, danno un sapore amaro;
gli acidi fanno colorare di rosso la cartina al tornasole (si tratta di una striscia di carta imbevuta di
una sostanza, capace di mutare di colore a seconda dell’acidità della soluzione);
le basi, invece, colorano la medesima cartina di azzurro.
La definizione maggiormente accettata (quella di BrÖnsted del 1923), considera l’acido come una
sostanza capace di perdere un protone, e la base come una sostanza capace di acquistare un
protone. (Per protone si intende lo ione H+ , la cui unica particella subatomica è, appunto, il protone).
Dalla dissociazione di un acido, oltre agli idrogenioni, si ottengono anche gli anioni acidi.
Gli anioni acidi si possono considerare come delle basi, in quanto sono in grado di accettare
idrogenioni. Per questo sono definiti anche basi coniugate.
Es:
acido cloridrico
HCl  H+ + Cl- (anione cloruro)
Dalla dissociazione elettrolitica di una base, oltre agli ossidrili, si genera anche un catione metallico.
Es:
idrossido di sodio
g. nalin
NaOH  Na+ (ione sodio) + OH-
14.1
FORZA E VALENZA DEGLI ELETTROLITI, COSTANTE DI DISSOCIAZIONE
Gli acidi possono cedere protoni (o ioni H+) più o meno facilmente, così come le basi possono
accettare più o meno facilmente ioni H+.
Si dicono forti gli acidi che cedono più facilmente protoni. Si dicono forti le basi che accettano più
facilmente protoni.
Gli acidi che in soluzione acquosa si dissociano dando un solo protone per molecola si chiamano
monoprotici (o monovalenti), come ad esempio l’HCl.
Quelli che in soluzione acquosa si dissociano dando più di un protone si chiamano poliprotici o
polivalenti: diprotici (o bivalenti), triprotici (o trivalenti).
*La dissociazione elettrolitica è quel fenomeno che avviene quando un elettrolita sciolto in acqua,
manda in soluzione gli ioni costituenti.
ELETTROLITI E NON ELETTROLITI
Come già detto, le soluzioni possono essere distinte anche in soluzioni ioniche e in soluzioni
molecolari. Le sostanze possono cioè sciogliersi “dissociandosi” in ioni, oppure mantenere la
struttura molecolare. Nel primo caso le sostanze vengono definite elettroliti; nel secondo caso sono
dette semplicemente “non elettroliti”.
La presenza in soluzione di particelle provviste di carica elettrica, positiva o negativa, cioè di ioni,
permette la conduzione di energia elettrica.
Elettroliti sono dunque quelle sostanze che, sciolte in acqua, rendono la soluzione conduttrice di
corrente elettrica. Sono elettroliti: gli acidi, le basi, i sali.
Si può dimostrare che, tanto maggiore è la concentrazione di particelle cariche nella soluzione, tanto
maggiore è la conducibilità della soluzione stessa.
Gli elettroliti si possono a loro volta classificare in due categorie: elettroliti forti ed elettroliti deboli.
Sono elettroliti forti quelle sostanze che, sciolte in acqua, conducono bene la corrente, cioè si
dissociano completamente.
Sono elettroliti deboli quelle sostanze che, sciolte in acqua, conducono poco la corrente elettrica,
cioè si dissociano solo parzialmente.
La forza di un elettrolita dipende quindi dalla sua capacità di dissociarsi. Tale capacità è
definita “grado di dissociazione”, corrispondente alla quantità di molecole che si dissociano
in ioni in una data soluzione.
g. nalin
Esiste però un altro parametro che da la misura della dissociazione ed è la costante di
dissociazione: K. Essa è data dal rapporto fra le concentrazioni delle specie presenti all’equilibrio,
cioè:
K = A B
A B
dove A e B stanno per gli ioni e AB sta per la molecola indissociata. Il valore di K è più alto per gli
elettroliti forti.
Ad esempio, la costante di dissociazione dell’acido cloridrico è data dal prodotto delle
concentrazioni degli ioni dissociati, diviso la concentrazione delle molecole di acido non dissociate;
essendo l’HCl un acido forte, cioè totalmente dissociato, la concentrazione di molecole non
dissociate è bassissima e quindi il valore di tale rapporto è molto elevato:
KHCl =
g. nalin
H+ Cl-
HCl
14.2
LE REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE E I SALI
Quando un acido e una base reagiscono fra loro in soluzione acquosa, gli ioni idrogeno, provenienti
dall’acido vengono neutralizzati dagli ioni idrossido, provenienti dalla base. Da questa reazione di
neutralizzazione si ha la formazione di un sale e di acqua:
Es.: HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O
Come é evidente, i sali si sono formati dai cationi, che provengono dalla base, e da anioni, che
provengono dall’acido.
DOMANDE DI RIPASSO
1. Cos’è una soluzione?
2. Aumentando la quantità di soluto rispetto al solvente, aumenta o diminuisce la concentrazione?
3. In quale modo può essere espressa la concentrazione?
4. In quale tipo di soluzioni è possibile il passaggio di corrente elettrica?
5. Cos’è una emulsione?
6. Da cosa dipende la solubilità?
7. A quanto corrispondono 2 grammi-atomo di ferro?
8. A quanti grammi corrispondono 0,5 moli di NaHCO3 ?
9. Quante moli di acqua sono presenti in 1 Kg di acqua?
10. Una soluzione 0,1 M di KOH, quanti grammi di soluto contiene per litro?
11. 200 ml di soluzione acquosa, contengono il 15% di alcol. Quanti ml di alcol ci sono?
12. Cos’è un grammo-equivalente?
13. Qual è il peso equivalente del H3AsO3 ?
14. Una soluzione 0,2 N di HCl, quanti grammi di HCl contiene per litro?
15. 750 ml di soluzione N/4 di NaOH, quanti grammi di NaOH contiene?
g. nalin
15
LA DISSOCIAZIONE DELL’ACQUA
Sappiamo che l’acqua conduce corrente elettrica. L’acqua pura però conduce molto debolmente
la corrente elettrica. Molto maggiore è la conducibilità che si verifica in una soluzione ionica, in una
soluzione cioè in cui sono presenti ioni.
Il fatto che l’acqua, più o meno debolmente, conduca corrente elettrica non è esclusivamente dovuto
alla presenza di altre sostanze nell’acqua. Infatti anche l’acqua pura si dissocia in ioni, secondo
l’equazione:
H2O
H+ + OH-
Con formazione di uno ione H+ e di uno ione OH- .
La quantità di molecole che si dissociano però è piccolissima: 1 ogni 555 milioni!
La quantità (concentrazione) di ioni H+ , per la concentrazione di ioni OH - , è pari a 10-14 , alla
temperatura di 25 °C :
H+ x OH- = 10-14
e si chiama prodotto ionico dell’acqua .
La dissociazione dell’acqua è un processo endotermico, cioè cresce col crescere della temperatura. Se
consideriamo l’acqua pura, sappiamo che gli ioni H+ e OH - che si formano dalla dissociazione
dell’acqua sono di pari numero, cioè:
H+ = OH- = √10-14 = 10-7 moli/litro
Il prodotto ionico dell’acqua vale 10-14 anche in soluzioni di acidi e basi; se infatti aggiungiamo un
acido cresce la concentrazione degli ioni H+, ma alcuni di questi si legano agli OH -, formando molecole
di acqua indissociata, l’equilibrio di dissociazione dell’acqua si sposta in modo che la concentrazione
dello ione H+ diviene maggiore di 10-7 .
Se ad esempio aggiungiamo un acido all’acqua, così che la concentrazione degli ioni H+ divenga = 10 -3
, quella degli ioni OH- deve essere = 10-14
= 10-11 moli/litro
-3
10
in modo che il prodotto ionico dell’acqua sia sempre = 10 -14 .
Il pH
Se nell’esprimere la concentrazione degli ioni H+ di una soluzione, ci sbarazziamo della scomodità
delle potenze negative di 10 e usiamo una scala in cui 7 sta ad indicare 10-7 , e 6 sta per 10-6 e così
via, otteniamo la cosiddetta scala di pH delle soluzioni. Essa ha come punto medio 7 (neutralità) e
come estremi 0 (massima acidità) e 14 (massima basicità)
L’acqua come “anfolita”
Da quanto visto, si può considerare che anche l’acqua pura è un elettrolita, seppure molto debole. Si
dissocia infatti in ioni H+ e OH- .
Una molecola del genere si dice che manifesta caratteristiche anfolitiche, cioè di acido e di base
contemporaneamente.
g. nalin
16
pH E MISURA DELLA CONCENTRAZIONE DEGLI IONI IDROGENO
L’acqua pura è neutra, cioè il valore del pH è 7. Qualunque soluzione acquosa in cui la
concentrazione degli ioni H+ sia uguale a quella degli ioni OH- , cioè pari a 1 x 10-7 moli/l viene detta
soluzione neutra. Se, per qualche ragione, la concentrazione di uno di questi due ioni aumenta, la
concentrazione dell’altro diminuisce, in quanto il prodotto delle due concentrazioni è sempre costante.
Vengono dette soluzioni acide quelle in cui la concentrazione degli ioni H+ è maggiore di 1 x 10-7 moli/l
(cioè il pH è inferiore a 7). Vengono invece dette soluzioni basiche (o alcaline) quelle in cui la
concentrazione degli ioni H+ è minore di quella degli ioni OH- ( e quindi minore di 1 x 10-7 moli/l ,cioè il
pH è maggiore di 7).
Abbiamo visto che la scala del pH va dal valore più basso, zero (pH = 0), a 14 (pH = 14). Il valore più
basso corrisponde però alla concentrazione maggiore di ioni H + cioè di 1 mole/ litro di soluzione e,
viceversa, il valore più alto (pH 14) corrisponde alla concentrazione minore. Infatti:
1 mole per litro corrisponde a 1 x 10-0 ; il logaritmo decimale di questo numero è –0. Se togliamo il
segno negativo rimane 0 (zero). Per comprendere meglio questo sistema adottato ci aiutiamo con la
seguente scala:
concentrazione ioni H+
moli/l
1 (= 10-0 )
0,1 (=10-1)
0,01 (=10-2)
0,01 (=10-3)
0,001 (=10-4)
0,0001 (=10-5)
0,00001 (=10-6)
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
concentrazione ioni OHmoli/l
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
1
pH
Sistemi acquosi (esempi)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
HCl 1 M
HCl 0,1 M
Succo gastrico (pH 1,6 – 1,8)
succo di limone (2,3), aceto (2,5-3,4)
Succo di pomodoro (4,2)
Caffè espresso (5,0)
Latte (6,3 – 6,6), urina (5,5-7)
Saliva (6,2-7,4) acqua pura (7,0)
Sangue (7,35-7,45)
Bicarb. di sodio (8,4) acqua marina (8,4)
Latte di magnesia (10,5)
Ammoniaca uso domestico (11,5)
Soda da bucato (12,0)
NaOH 0,1 M (13,0)
NaOH 1 M (14,0)
Conoscere il valore del pH di alcune sostanze è in alcuni casi di estrema importanza e utilità. L’attività
di molti enzimi del nostro organismo, come di quello degli animali, dipende dal pH. Il pH del terreno
influenza l’attività dei microorganismi e l’assorbimento dei sali minerali da parte delle piante, senza
tener conto che acidità o basicità eccessive rendono inospitali gli ambienti per la maggior parte degli
organismi viventi.
g. nalin
GLI INDICATORI DI pH
Il modo più semplice per determinare il pH di una soluzione consiste nel ricorrere agli indicatori di pH.
Queste sostanze sono costituite da acidi deboli capaci di assumere colorazioni diverse a seconda che
siano in forma ionizzata o in forma non ionizzata. Sciolti in piccolissima quantità in una soluzione sono
in grado, così, di indicare valori di pH della soluzione stessa, in base a precise colorazioni.
GLI INDICATORI più comuni e loro variazioni di colore
indicatore
Acido
Base
Violetto di metile
Giallo
Blu
Giallo di metile
Rosso
Giallo
Blu di bromofenolo
Giallo
Blu
Metilarancio
Rosso
Giallo
Rosso di metile
Rosso
Giallo
Tornasole
Rosso
Blu
Blu di bromotimolo
Giallo
Blu
Rosso fenolo
Giallo
Rosso
Fenolftaleina
Incolore
Rosso
Timolftaleina
Incolore
Blu
Giallo alizarina
Giallo
Rosso
Intervallo di pH
0,0-1,6
2,9-4.0
3,0-4,0
3,2-4,4
4,8-6,0
5,5-8,0
6,0-7,6
6,6-8,0
8,2-10,6
9,4-10,6
10,0-12,0
Come si può vedere, ogni indicatore agisce in un preciso intervallo di pH che viene detto intervallo di
viraggio.
Un comodo sistema per la determinazione del pH è costituito dall’uso delle cartine impregnate di
indicatori acido-base; in particolare sono utili quelle impregnate di miscele di indicatori (cartine
universali), le quali possono assumere tutta una gamma di colori, a ciascuno dei quali corrisponde un
determinato valore di pH.
Ancor più comodo e preciso è un apparecchio elettronico, il piaccametro, capace di misurare la
variazione di concentrazione degli ioni H+.
La determinazione della concentrazione degli ioni H+ si può fare anche per via analitica, con le
titolazioni. Queste consistono, ad esempio, nel neutralizzare una soluzione acida, di cui non si
conosce il preciso valore di pH, con una soluzione basica a concentrazione nota. Quando si raggiunge
il punto equivalente, cioè quando gli ioni H+ della soluzione equivalgono agli ioni OH- (determinabile
con un indicatore), significa che le moli di idrossido (base) equivalgono a quelle dell’acido; tenendo
conto di quanto idrossido abbiamo impiegato (considerando il volume e la concentrazione), e
conoscendo il volume iniziale dell’acido, possiamo determinare la sua concentrazione, cioè il pH.
g. nalin
17
LE SOLUZIONI TAMPONE
Le soluzioni tampone sono soluzioni che si oppongono a variazioni di pH. Una soluzione
tampone è una soluzione che tende a mantenere costante il pH quando le si aggiunge una quantità
minima di acido o di base.
Una soluzione tampone contiene in genere due soluti: un acido debole e un suo sale, oppure una base
debole e un suo sale. Un tipico esempio di soluzione tampone è il sistema acido acetico - acetato di
sodio. Se a questo sistema tampone viene aggiunta una quantità moderata di un acido o di una base il
pH varia ben poco. Ad esempio, se si aggiunge dell’idrossido di sodio, il pH aumenta in modo
insignificante, finché non si supera una certa concentrazione. Per confronto, nell’acqua pura la stessa
quantità aumenterebbe sensibilmente il valore del pH.
Il sistema tampone descritto è in grado di opporsi, molto meglio dell’acqua pura, alle variazioni di pH
perché, abbinati, l’acido acetico (CH3COOH) e il suo anione (CH3COO-) possiedono un più elevato
potere di neutralizzazione nei confronti degli ioni idrogeno o degli ioni idrossido che vengono aggiunti
alla loro soluzione. Vediamo perché:
l’acetato di sodio (CH3COONa) della soluzione tampone è completamente dissociato:
CH3COONa  CH3COO- + Na+
Se alla soluzione viene aggiunto un acido, gli ioni idrogeno che esso libera vengono catturati dallo ione
acetato, con formazione di acido acetico:
CH3COO- + H+  CH3COOH
L’acido acetico, essendo un acido debole, è poco dissociato in acqua; pertanto, il pH della soluzione
non subisce variazioni apprezzabili.
Se alla soluzione tampone viene aggiunta una base, l’acido acetico del sistema tampone reagisce con
gli ioni idrossido liberati dalla base formando acqua:
CH3COOH + OH-
 CH3COO- + H2O
Lo ione acetato che si forma non è una base sufficientemente forte da sottrarre all’acqua quantità
significative di ioni idrogeno e, pertanto, il pH varia ben poco.
Se a questo sistema viene aggiunta una quantità eccessiva di acido, l’effetto tampone non è efficace, in
quanto viene esaurita la scorta degli ioni acetato che fungono da accettori di idrogeno.
La medesima cosa si può dire se si aggiungesse una quantità eccessiva di una base, perché, in tal
caso verrebbe esaurita la scorta di molecole di acido acetico, che fungono da donatrici di ioni idrogeno.
La capacità tamponante di una soluzione tampone è la quantità massima di acido o di base che si può
aggiungere alla soluzione senza che ciò provochi una significativa variazione del suo pH.
I sistemi tampone hanno una particolare importanza dal punto di vista biologico, in quanto concorrono a
mantenere costante il pH dell’ambiente interno degli organismi viventi, compreso l’uomo, cosa
essenziale per un corretto funzionamento.
g. nalin
18
L’IDROLISI
Molti sali sciolti in acqua rendono la soluzione acida o basica. Il fenomeno è detto idrolisi e
consiste in una reazione tra il sale e l’acqua. Il sale sciolto si disssocia in ioni per opera dell’acqua, o
meglio, per opera degli ioni H+ e OH- che si ottengono dalla sua dissociazione.
Possiamo avere, quindi, soluzioni neutre, acide o basiche, a seconda del tipo di sale. Ricordiamo che il
sale è il prodotto della neutralizzazione tra un acido e un idrossido. Non tutti gli acidi e gli idrossidi (o
basi) hanno però la stessa forza: vi sono acidi e idrossidi più o meno forti e acidi e idrossidi più o meno
deboli. Vediamo i vari casi.
A.
Un acido forte e un idrossido forte producono un sale neutro che sciolto in acqua si dissocia
totalmente, essendo costituito da elettroliti forti:
Es.: HCl + NaOH → NaCl + acqua
NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H+ + OHGli ioni Na+ e Cl-, essendo di elettroliti forti, rimarranno dissociati, quindi non si legheranno agli
ioni H+ e OH- dell’acqua per dare nuovamente acido e base. Perciò la soluzione rimarrà
neutra.
B.
Se il sale che sciogliamo in acqua deriva dalla neutralizzazione tra un acido debole e una base
forte:
Es.:
NaCN → Na+ + CN-
Lo ione CN- ha la tendenza a legarsi con lo ione H+ dell’acqua, ma l’Na+ non lega con l’OH- ,
essendo l’ NaOH una base forte, quindi totalmente dissociata in acqua; per cui:
NaCN + H2O → Na+ + CN- + acqua (H+ + OH-) → HCN + Na+ + OHLa formazione di OH- da alla soluzione un pH basico.
C.
Il contrario avviene se il sale disciolto in acqua deriva dalla neutralizzazione tra un acido forte e
una base debole;
Es.:
NH4Cl + acqua → NH4+ + Cl- + H+ + OH-
L’NH4+ si lega con l’OH- , essendo l’NH4OH una base debole e quindi poco dissociata. Non si
legherà, invece, l’H+ con il Cl- essendo l’HCl un acido forte, quindi totalmente dissociato in
acqua.
Rimarranno quindi in soluzione H+ e Cl- , e la maggior concentrazione di ioni H+ conferirà alla
soluzione un pH acido.
D.
g. nalin
Possono, poi, esserci idrolisi di sali che derivano dalla neutralizzazione tra un acido debole e una
base altrettanto debole. In questo caso possiamo avere soluzioni acide, basiche o neutre; questo
dipenderà da quale elettrolita risulterà più forte: si avranno soluzioni acide quando l’acido è più
forte della base, e viceversa.
19
LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI
Le proprietà colligative sono le modificazioni che un soluto provoca in un solvente.
Si può facilmente dimostrare come, ad es. aggiungendo del sale all’acqua, la presenza del sale che
rappresenta il soluto, faccia diminuire la temperatura di congelamento della soluzione acqua-sale. Ma
non solo. Se proviamo a far bollire due pentole, una con acqua pura e una con acqua e sale, con un
termometro potremo verificare che l’acqua pura bolle a 100°C, mentre l’acqua salata bolle a
temperature superiori.
La presenza del soluto quindi fa aumentare la temperatura di ebollizione: (quest’effetto si chiama
innalzamento ebullioscopico), e fa abbassare la temperatura di congelamento (quest’effetto si
chiama abbassamento crioscopico).
L’abbassamento crioscopico e l’innalzamento ebullioscopico dipendono ovviamente dalla quantità di
soluto, quindi dalla concentrazione della soluzione. Diversi soluti però, anche se alla stessa
concentrazione, fanno variare la temperatura di congelamento e di ebollizione in maniera diversa.
Questo dipende dalle caratteristiche del soluto. Tanto più esso in soluzione si divide, dissociandosi in
ioni, tanto maggiore è l’effetto. Quindi queste proprietà dipendono dalla concentrazione di particelle,
ioni o molecole, presenti in soluzione.
La presenza di soluto in un solvente provoca un abbassamento della pressione di vapore del solvente,
per questo l’ebollizione avviene a temperature superiori rispetto al solvente puro. Se sotto ad una
campana di vetro poniamo due recipienti, uno contenente una soluzione di acqua e zucchero e l’altro
solo di acqua, si verifica un passaggio di molecole di acqua dal secondo recipiente al primo, per la
maggior tensione di vapore dell’acqua pura rispetto alla soluzione. Tale passaggio di molecole
prosegue fino a che il recipiente contenente acqua pura non si è svuotato completamente.
LA PRESSIONE OSMOTICA.
Quando un soluto è posto in un solvente si scioglie va ad occupare tutto il volume della soluzione,
formando una soluzione omogenea, così come farebbero le particelle di un gas nel volume di in un
recipiente.
Se poniamo a contatto un solvente e una soluzione, separandoli da una membrana semipermeabile,
che fa passare solo le molecole del solvente, queste ultime passano attraverso la membrana nella
soluzione diluendola. Tale passaggio continua finché il dislivello di liquido che si forma non impedisce
l’ulteriore passaggio di molecole di solvente. La pressione idrostatica, dovuta al dislivello di liquido
impedisce cioè l’ulteriore entrata di molecole di acqua; si crea in tal modo un equilibrio dinamico dovuto
al passaggio, in eguale quantità, di molecole di acqua nei due scomparti. La pressione osmotica, che
si indica con , rappresenta la pressione che si deve esercitare sulla soluzione per impedire che il
solvente si diffonda attraverso la membrana semipermeabile). Anche la pressione osmotica dipende
dalla concentrazione. A parità di numero di particelle, due soluzioni hanno la stessa pressione osmotica
e si dicono isotoniche.
Negli organismi viventi la pressione osmotica è molto importante. Molte sono le membrane
semipermeabili e i fenomeni di osmosi. Ad esempio, in una cellula, le cui pareti sono membrane
semipermeabili, immersa in una soluzione meno concentrata di quella cellulare, l'acqua si diffonde
verso l'interno; allo stesso modo avviene l’assorbimento dell’acqua e dei soluti in essa disciolti da parte
delle radici delle piante.
g. nalin
20
I COLLOIDI E I SISTEMI COLLOIDALI
Le soluzioni, come si è detto sono dei sistemi omogenei. Altri miscugli, come le sospensioni e le
emulsioni, sono invece sistemi eterogenei ed instabili. Esistono poi dei sistemi che presentano delle
caratteristiche per cui differiscono sia dalle soluzioni sia dalle sospensioni. Sono i così detti colloidi.
I colloidi sono miscugli le cui particelle hanno dimensioni intermedie tra quelle di una soluzione e quelle
di una sospensione, comprese cioè tra 1nm e 100 nm (= da 1 decimillesimo ad 1 decimilionesimo di
centimetro; sono per questo visibili all’ultramicroscopio).
Nei sistemi colloidali si possono distinguere due fasi. Le particelle costituiscono la fase dispersa e sono
uniformemente distribuite nell’acqua, che ne è la fase disperdente.
Proprietà dei sistemi colloidali
I sistemi colloidali presentano alcune caratteristiche tipiche:
- le particelle costituenti un sistema colloidale si trovano allo stato di estrema suddivisione;
- le particelle colloidali hanno dimensioni maggiori di quelle molecolari;
- le particelle colloidali si muovono a zig-zag (moto browniano);
- le particelle colloidali in superficie sono dotate di carica elettrica negativa o positiva, per cui si
distinguono colloidi elettronegativi e colloidi elettropositivi;
- i sistemi colloidali presentano i fenomeni della coagulazione, della flocculazione e della
precipitazione. Sono fenomeni che si ottengono aggiungendo al sistema colloidale un qualsiasi
elettrolita (la flocculazione si può ottenere anche con altri fattori, quale il calore, la concentrazione,
gli enzimi);
- manifestano l’effetto tyndall, cioè disperdono la luce in tutte le direzioni (si ottiene la luminosità
diffusa se il sistema è attraversato da un raggio luminoso);
Classificazione
A seconda dello stato di aggregazione dei componenti, i colloidi si possono classificare in:
-
SOL: costituiti dall’insieme delle particelle colloidali disperse in un liquido (es. latte di calce);
GEL: colloidi allo stato di sol, precipitati. Le particelle colloidali sono molto aderenti le une alle altre
e quasi immobili (gelatina).
Si può concludere affermando che quando le particelle di un soluto superano certe dimensioni critiche,
si formano soluzioni colloidali, che generalmente sono sistemi instabili. Sempre per le dimensioni hanno
difficoltà ad attraversare alcune membrane, come ad esempio le membrane cellulari.
In Natura sono numerose le particelle colloidali: sono presenti nel sangue, nella linfa, nel latte,
nell’humus, ecc. Il citoplasma d’ogni cellula vivente è ricco di colloidi.
Essi sono importanti perché esercitano una pressione osmotica, come un soluto, ma non riescono ad
oltrepassare le membrane cellulari e disperdersi all’esterno. Per questo i colloidi hanno un ruolo
importante nelle cellule degli organismi, perché regolano gli equilibri osmotici tra interno ed esterno.
g. nalin
21
PRINCIPALI COMPOSTI CHIMICI E NOMENCLATURA TRADIZIONALE
Gli elettroni coinvolti nelle reazioni fra gli atomi sono quelli esterni e a più energia. Conoscendo il
numero atomico dei vari elementi ne possiamo dedurre la configurazione elettronica e quindi il numero
di ossidazione e il probabile comportamento (vedi i relativi capitoli precedenti).
Vediamo i numeri di ossidazione di alcuni elementi
N° di ossidazione
Rame (I)
sodio
Litio
Potassio
Argento
Idrogeno
+1
Cu+
Na+
Li+
K+
Ag+
H+
N° di ossidazione
Piombo (IV)
Stagno (IV)
Silicio (IV)
Germanio (IV)
Carbonio (IV)
Manganese (IV)
+4
N° di ossidazione
+7
Manganese (VII)
g. nalin
Pb+4
Sn+4
Si+4
Ge+4
C+4
Mn+4
Mn
+7
N° di ossidazione +2
Magnesio
Mg2+
berillio
Be 2+
Bario
Ba2+
Calcio
Ca2+
Cadmio
Cd2+
Rame (II)
Cu2+
Ferro (II)
Fe2+
Piombo (II)
Pb2+
Stagno (II)
St2+
Zinco
Zn2+
Mercurio (II)
Hg2+
Manganese
Mn2+
(II)
Carbonio (II)
C2+
N° di ossidazione +3
Alluminio
Cromo (III)
Ferro (III)
Bismuto (III)
Azoto (III)
Fosforo (III)
Al3+
Cr3+
Fe3+
Bi3+
N3+
P3+
N° di ossidazione +5
Azoto (V)
N+5
Fosforo (V)
P+5
N° di ossidazione +6
Cromo (VI)
Manganese (VI)
Cr+5
Mg+6
N° di ossidazione -1
Bromuro
Br-1
cloruro
Cl-1
ioduro
I-1
fluoruro
F-1
N° di ossidazione -2
Ossido
Solfuro
O-2
S-2
N° di ossidazione -3
Nitruro
Fosfuro
N-3
P-3
Utile è conoscere, inoltre, le cariche dei più comuni IONI POLIATOMICI:
N° di ossidazione
Ammonio
+1
NH4+
N° di ossidazione -1
Ipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
Idrossido
nitrito
Nitrato
Acetato
Cianuro
Permanganato
Idrogenocarbonato
(bicarbonato)
N° di ossidazione -2
ClOClO2ClO3ClO4 OHNO2NO3 CH3COOCNMnO4 HCO3 -
Carbonato
Solfito
Solfato
Ossalato
Cromato
bicromato
CO3 -2
SO3 -2
SO4 -2
C2O4 -2
CrO4 -2
Cr2O7-2
N° di ossidazione -3
Fosfito
PO3 -3
Fosfato
PO4-3
Arseniato
AsO4-3
borato
BO3-3
DETERMINAZIONE DELLA FORMULA CHIMICA DI UN COMPOSTO
Per scrivere correttamente la formula di un composto occorre ricordare che gli atomi e gli ioni che fanno
parte di un composto chimico si combinano secondo rapporti definiti, che ci vengono suggeriti dai
numeri di ossidazione degli elementi e dalle cariche degli ioni poliatomici. Per determinare il rapporto
fra gli elementi di un composto si sommano algebricamente le cariche: se la somma delle cariche è
uguale a zero, allora la formula del composto sarà stata scritta correttamente.
Per convenzione l’elemento con numero di ossidazione positivo (catione) va scritto per primo:
ZnO
lo zinco, che possiede numero di ossidazione positivo, è scritto per primo
L’ossigeno, che possiede numero di ossidazione negativo, è scritto per ultimo
DETERMINAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE SULLA BASE DELLA FORMULA CHIMICA
Per determinare il numero di ossidazione di un elemento partendo dalla formula del composto occorre
ricordare sempre che la somma algebrica delle cariche deve essere uguale a zero e che nel caso di
uno ione poliatomico, uguale alla carica dello ione.
Vediamo un esempio:
FeCl2
per conoscere il numero di ossidazione del ferro in questo composto, sapendo che il
numero di ossidazione del cloro è –1, il procedimento è il seguente:
( 1 x X ) + ( 2 x –1 ) = 0 per cui: X = +2
g. nalin
(Il numero di ossidazione del ferro è dunque )+2.
LA NOMENCLATURA TRADIZIONALE
Ci sono milioni di composti chimici ed è per questo impossibile imparare a memoria il nome di tutti. Si
sono così escogitati diversi modi per poterli classificare e distinguere tra loro. Fra le varie
NOMENCLATURE attualmente esistenti per classificare i composti, rimane ancora in uso quella
tradizionale.
La nomenclatura tradizionale si basa sulle caratteristiche metalliche e non metalliche degli elementi che
costituiscono un composto chimico. Di conseguenza, i composti vengono classificati come ossidi (e
perossidi), idrossidi (o basi), anidridi, acidi e sali.
Gli ossidi
Sono composti binari (cioè costituiti da due diversi elementi), caratterizzati dalla presenza di metallo e
ossigeno (es.: ZnO , K2O , Al2O3).
Se il metallo del composto ha un solo numero di ossidazione, il nome viene assegnato aggiungendo al
termine ossido il nome del metallo a cui l’ossigeno è legato (es: ossido di zinco, ossido di potassio,
ecc.)
Se invece il metallo ha due numeri di ossidazione, ad esempio Fe +2 e Fe+3 , il metallo con numero di
ossidazione più basso prende il suffisso – oso, mentre quello con numero di ossidazione più alto
prende il suffisso –ico.:
FeO ossido ferroso
Fe2O3 ossido ferrico
Gli ossidi sono il prodotto della reazione del metallo con l’ossigeno
metallo + ossigeno  ossido
FORMULE E NOMI DEGLI OSSIDI PIU’ COMUNI
FORMULA
Na2O
K2O
MgO
CaO
BaO
Al2O3
FeO
Fe2O3
ZnO
g. nalin
NOME
Ossido di sodio
Ossido di potassio
Ossido di magnesio
Ossido di calcio
Ossido di bario
Ossido di alluminio
Ossido ferroso
Ossido ferrico
Ossido di zinco
FORMULA
Ag2O
Cu2O
CuO
HgO
PbO
PbO2
SnO
SnO2
CO
NOME
Ossido di argento
Ossido rameoso
Ossido rameico
Ossido mercurico
Ossido piomboso
Ossido piombico
Ossido stannoso
Ossido stannico
Ossido di carbonio
Gli idrossidi (basi)
Sono composti caratterizzati dal gruppo funzionale ossidrile monovalente negativo OH- . Il gruppo OH- è preso
tante volte quanto è la carica dello ione a cui è legato: Ba(OH)2 KOH Al(OH)3.
Il nome si assegna aggiungendo il termine idrossido al nome del metallo a cui è legato il gruppo funzionale, es.:
NaOH
Fe(OH)2
Fe(OH)3
idrossido di sodio
idrossido ferroso
idrossido ferrico
Gli idrossidi si preparano facendo reagire l’ossido con l0acqua:
ossido + acqua  idrossido
CaO + H2O  Ca(OH)2
es.:
FORMULE E NOMI DEGLI IDROSSIDI PIU’ COMUNI
FORMULA
NaOH
KOH
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Al(OH)3
Fe(OH)2
NOME
idrssido di sodio
idrossido di potassio
idrossido di magnesio
Idrossido di calcio
idrossido di bario
idrossido di alluminio
idrossido ferroso
FORMULA
Fe(OH)3
CuOH
Cu(OH)2
Hg(OH)2
Pb(OH)2
NH4OH
Zn(OH)2
NOME
idrossido ferrico
idrossido rameoso
idrossido rameico
idrossido mercurico
idrossido piomboso
Idrossido di ammonio
idrossido di zinco
Le anidridi
Sono composti binari caratterizzati dalla presenza di non-metallo e ossigeno: ad esempio SO2 e N2O3, in cui
l’ossigeno è legato rispettivamente allo zolfo e all’azoto. Per assegnare il nome a questi composti si usano le
seguenti regole:
-
se il non-metallo ha solo un numero di ossidazione il suffisso è -ica
B 2 O3
-
anidride borica
se il non-metallo ha due numeri o più numeri di ossidazione, valga quale esempio il seguente:
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
FORMULA
B2O3
CO2
P2O3
P2O5
anidride ipoclorosa (numero di ossidazione più basso = +1)
anidride clorosa (numero di ossidazione +3)
anidride clorica (numero di ossidazione +5)
anidride perclorica (numero di ossidazione più alto = +7)
ALTRE FORMULE E NOMI DI ANIDRIDI
NOME
FORMULA
Anidride borica
SiO2
Anidride carbonica
SO2
Anidride fosforosa
SO3
Anidride posforica
N2O3
Le anidridi si preparano facendo reagire il non-metallo con l’ossigeno:
non-metallo + ossigeno  anidride
g. nalin
NOME
Anidride silicica
Anidride solforosa
Anidride solforica
Anidride nitrosa
Gli acidi
Come abbiamo già visto, gli acidi sono composti che in acqua liberano ioni H+ . Tra i composti inorganici
vi sono due tipo di acidi: gli idracidi e gli ossiacidi.
Gli idracidi sono composti binari caratterizzati dalla presenza di idrogeno e di un non-metallo: HCl,
H2S, ecc.
Il nome viene assegnato aggiungendo al nome del non-metallo il suffisso -idrico e premettendo il
termine acido: es.: acido cloridrico, acido solfidrico.
Gli idracidi si preparano facendo reagire l’idrogeno con il non-metallo:
idrogeno + non-metallo  idracido
( es: H2 + Cl2  2HCl )
Gli ossiacidi sono composti ternari caratterizzati dalla presenza di idrogeno, di un non-metallo e di
ossigeno, es.: HNO3;
Si ottengono per aggiunta di acqua all’anidride:
anidride + acqua  ossiacido
(es.: N2O5 + H2O  2HNO3)
Pertanto assumono il nome dell’anidride stessa, es.:
SO3 + H2O  H2SO4 (Anidride solforica più acqua = acido solforico)
FORMULE E NOMI DI IDRACIDI COMUNI
FORMULA
NOME
HI
Acido iodidrico
HBr
Acido bromidrico
HCl
Acido cloridrico
HF
Acido fluoridrico
H2S
Acido solfidrico
HCN
Acido cianidrico
g. nalin
FORMULE E NOMI DI OSSIACIDI COMUNI
FORMULA
NOME
H2SO3
Acido solforoso
H2SO4
Acido solforico
H3PO3
Acido fosforoso
H3PO4
Acido fosforico
H2CO3
Acido carbonico
H3BO3
Acido borico
HNO2
Acido nitroso
HNO3
Acido nitrico
HClO
Acido ipocloroso
HClO2
Acido cloroso
HClO3
Acido clorico
HClO4
Acido perclorico
I sali
Già li conosciamo come prodotti della reazione fra un acido e un idrossido. In altre parole sono
composti che derivano dalla sostituzione totale o parziale degli idrogeni di un acido con uno ione
metallico:
es.: NaCl,
Na2CO3
NaHCO3
NaCl deriva da HCl per sostituzione totale dello ione idrogeno con lo ione Na +
Na2CO3 deriva da H2CO3 per sostituzione totale dello ione idrogeno con lo ione Na+
NaHCO3 deriva da H2CO3 per sostituzione parziale dello ione idrogeno con lo ione Na +
Per assegnare il nome ai sali si tiene conto della seguente regola:
suffisso dell’acido

-idrico
-oso
-ico



suffisso del sale
-uro (es.: cloruro di sodio)
-ito (es.: nitrito di calcio)
-ato (es.: clorato di sodio)
Sali acidi, sali basici e sali doppi
I sali che derivano da acidi poliprotici (es.: H2CO3, H3PO4, H2S) per sostituzione parziale dello ione
idrogeno si dicono sali acidi.
Es.: NaHCO3
KHSO4
che prende il nome di: idrogeno carbonato di sodio o bicarbonato di sodio
che prende il nome di: idrogeno solfato di potassio o bisolfato di potassio
I sali che contengono gruppi ossidrili (OH-) nella loro molecola sono invece chiamati sali basici.
Es.: FeOHCl2 che prende il nome di dicloruro idrossido di ferro(III), oppure di dicloruro basico di
ferro.
Spesso i minerali che compongono le rocce sono costituiti da sali doppi, cioè da particolari sali nella
cui molecola sono presenti due ioni metallici diversi. Per esempio, la carnalite è un minerale che
contiene sia il magnesio che il potassio; la sua formula è la seguente:
MgCl2 . KCl . 6H2O è un cloruro doppio di magnesio e potassio (6H2O sta ad indicare che la
molecola è circondata da 6 molecole di acqua, perciò si dice esa-idrata).
g. nalin
22
FORMA, VOLUME E PRESSIONE DEI GAS
Una sostanza è allo stato gassoso se le sue particelle (atomi, ioni o molecole), non sono legate fra loro da
alcun legame chimico e quindi ogni particella può muoversi indipendentemente dalle altre.
Le particelle di un gas si muovono continuamente in ogni direzione e nel loro moto raggiungono ogni angolo
del recipiente in cui sono contenute.
Si definisce volume di un gas il volume occupato dal gas stesso cioè lo spazio a disposizione delle particelle
per il loro movimento. Ma i gas, essendo costituiti da particelle molto distanziate fra loro, possono essere
compressi, diminuendo il volume a loro disposizione e avvicinando quindi le particelle tra loro. Queste
particelle, sempre in movimento continuo e caotico, urtando contro le pareti del recipiente, esercitano una
forza chiamata pressione. Diminuendo il volume a disposizione, aumenta il numero degli urti e di
conseguenza la spinta contro le pareti del recipiente, cioè la pressione. La pressione si misura in atmosfere
(atm) o in Pascal (Pa).
( 1 atmosfera = 760 mm Hg = 1013 millibar (mbr) ; 1 millibar = 100 Pascal)
La pressione di un gas quindi è la forza che viene esercitata sull’unità di superficie dalle particelle
urtanti le pareti.
Lo studio del comportamento di qualsiasi gas, che ha portato alla formulazione di alcune importanti leggi, si
basa sulla considerazione di tre fattori : temperatura, volume, pressione.
(il volume si esprime in litri o in cc; la temperatura in gradi centigradi , °C o in gradi Kelvin, °K)
La legge di Boyle
Esempio: in un recipiente cilindrico, munito di pistone, mettiamo un numero X di molecole di gas (particelle).
Supponiamo che il volume del recipiente sia di 4 litri e la pressione di 1 atm. Supponiamo ora che il volume si
dimezzi, cioè divenga di 2 litri. Il numero totale di molecole di gas è lo stesso, ma ora queste molecole non
sono in 4 litri, ma in 2. Quindi la pressione raddoppia, cioè sarà di 2 atm. Se riduciamo il volume ad 1 litro
avremo X molecole per litro; il numero delle molecole per litro è quadruplicato e quindi anche la pressione è
quadruplicata. Queste trasformazioni le abbiamo fatte senza far cambiare la temperatura (trasformazione
isoterma).
In base a quanto abbiamo visto risulta che: a temperatura costante il volume occupato da una data
massa di gas è inversamente proporzionale alla pressione; il prodotto della pressione per il volume è
costante:
P x V = K ( K = costante); infatti, verificando il precedente esempio:
P
V
PxV
____________________________________
1
4
4
2
2
4
4
1
4
(prova a rappresentare l’esempio graficamente, disegnando il cilindro nelle diverse situazioni).
g. nalin
La legge di Charles (o isobara)
Nello stesso cilindro contenente X molecole, si vuole bilanciare la pressione da queste esercitata, applicando
dei pesi sul pistone, il quale rimarrà ad una certa altezza, delimitando un cero volume. Volendo mantenere la
pressione costante, se si riscalda il gas, si vede il pistone salire, si ha cioè un aumento del volume; se si
raffredda, il volume diminuisce.
Si può quindi affermare che il volume è direttamente proporzionale alla temperatura.
Sperimentalmente si può verificare che variando la temperatura di 1 °C , il volume varia costantemente di una
quantità pari a 1/273 del volume occupato dal gas a 0 °C:
V1 = V0 + 1/273 V0t
La legge di Gay-Lussac (o isocora)
Se invece si vuole mantenere il volume costante, all’aumentare della temperatura le medesime particelle di
gas fanno aumentare la pressione. La pressione, determinabile con un manometro, è quindi proporzionale
alla temperatura. Essa varia costantemente, per ogni grado centigrado, di una quantità pari a 1/273 della
pressione esercitata a 0 °C:
P1 = P0 + 1/273 P0t
Equazione di stato dei gas
Dalla combinazione delle tre leggi appena esposte (di Boyle, di Charles e di Gay-Lussac), si può ricavare la
relazione tra volume, pressione e temperatura e calcolare una delle tre variabili al variare delle altre due. La
relazione generale che lega queste tre variabili, si chiama equazione di stato dei gas, e viene così
rappresentata:
PV = n R T
In questa equazione P è la pressione (in atm), V è il volume (in litri), T è la temperatura (in gradi Kelvin) e n è
il numero di moli di gas. R è una costante chiamata costante universale dei gas, che ha il valore di 0,082.
L’ipotesi di Avogadro
Nel 1811 il chimico Avogadro enunciò il famoso principio che porta il suo nome: volumi uguali di gas
diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di
molecole. Ebbene, risulta sperimentalmente che una mole di ossigeno (corrispondente a 6,023 x 1023
molecole di ossigeno) in condizioni normali di temperatura e di pressione (0 °C e 1 atm) occupa un volume di
22,414 litri. Per ogni altro gas, come ad esempio idrogeno, azoto, cloro, si ottiene sperimentalmente lo stesso
risultato.
Possiamo concludere perciò dicendo che una mole di qualsiasi gas, in condizioni normali di temperatura
e di pressione (0 °C e 1 atm) occupa il volume di litri 22,414. Il volume di 22,414 litri è il volume molare,
ossia di una grammo-molecola di un qualunque gas nelle condizioni normali.
g. nalin

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