La Chimica per Giulietta - Cap. 3

 SOMMARIO CAP. 3

In questo capitolo sono presi in esame i seguenti argomenti:  

  • GLI ELEMENTI ED I COMPOSTI
  • TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Si definisce elemento una sostanza pura che non può essere ulteriormente scomposta o trasformata mediante processi chimici.
Si definisce composto ogni sostanza che può essere decomposta in sostanze pure più semplici mediante trasformazioni chimiche. I composti, a differenza dei miscugli, hanno una composizione ben definita e costante.

La Tavola Periodica contiene tutti gli elementi fino ad oggi conosciuti, sia naturali che artificiali (questi ultimi, creati dall'uomo in laboratorio, sono generalmente instabili, e spesso hanno vita brevissima).
La moderna Tavola Periodica è ordinata secondo il numero atomico crescente degli elementi, ed andando a capo in corrispondenza dei gas nobili.
La Tavola Periodica così ottenuta è formata da sette righe orizzontali, dette periodi, lungo i quali le proprietà degli elementi variano gradualmente, ripetendo l' andamento alla riga successiva, e da diciotto  colonne verticali, dette gruppi, che contengono elementi con proprietà chimiche simili.   
La maggior parte degli elementi della Tavola Periodica è costituita dai metalli: i metalli alcalini e alcalino terrosi del primo e secondo gruppo principale, più i dieci gruppi secondari dei metalli di transizione che si trovano al centro della Tavola, più infine i metalli che si trovano a destra della Tavola Periodica, al disotto della fascia dei semimetalli.  
Seguono i semimetalli (boro B, silicio Si, germanio Ge, arsenico As, antimonio Sb, tellurio Te, e polonio Po), detti anche semiconduttori. 
A destra ed in alto abbiamo i non metalli, e sull'estrema destra, a chiusura della Tavola Periodica, abbiamo i gas nobili.
A temperatura ambiente, la maggior parte degli elementi sono solidi e due soltanto liquidi (bromo, Br e mercurio, Hg); sono gassosi l'azoto N, l'ossigeno O, il fluoro F, il cloro Cl, ed i sei gas nobili: elio,He - neon,Ne - argo, Ar - kripto, Kr - xeno, Xe e il radon, Rn.
Vengono infine presentate la legge di Lavoisier, di Proust e di Dalton.   

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GLI  ELEMENTI  ED  I  COMPOSTI.

In base alle accurate analisi chimiche degli scienziati in tutti i laboratori del mondo, è stato possibile determinare la composizione di tutti i materiali presenti sulla Terra. I risultati di questi studi hanno confermato che tutti i materiali sono formati da due tipi soltanto di sostanze pure: gli elementi ed i composti.

Si definisce elemento una sostanza pura che non può essere ulteriormente scomposta o trasformata mediante processi chimici.

Il tipo e la % degli elementi varia a seconda del sistema che si considera.
Se consideriamo il sistema  crosta terrestre, abbiamo l’ ossigeno O, 46,6%, seguito dal silicio Si, per il 27, 7%, e poi, in quantità decrescenti, l’ alluminio Al, il ferro Fe, il calcio Ca, il sodio Na, il potassio K, il magnesio Mg, e l’idrogeno H (solo il 0,13%).
Se invece consideriamo il sistema corpo umano, la composizione cambia ancora (65% l’ O, 18% il C, 10% l’H, 3% l’N, ed il 4% gli altri elementi). Come si vede, la % di ossigeno è cresciuta, ma al secondo posto troviamo il carbonio C.
Se infine consideriamo come sistema l’Universo, questo è formato per il 75% da idrogeno (H), e da elio (He) per quasi il restante 25% (la % degli altri elementi è veramente trascurabile!).   
A tutti gli elementi conosciuti sono stati assegnati un nome ed un simbolo chimico, che di solito (ma non sempre!) è l’abbreviazione del nome latino dell’elemento. Esempi: rame, Cu (Cuprum, e si legge “Ci-u). Litio, Li (Lithos, … però dal greco!, e si legge Elle- i), ecc.

Si definisce composto ogni sostanza che può essere decomposta in sostanze pure più semplici mediante trasformazioni chimiche. I composti hanno una composizione ben definita e costante.

L’ acqua, formata dagli elementi idrogeno H, ed ossigeno O, è un esempio di composto. Sottoponendo ad elettrolisi  l’acqua, questa si decompone in idrogeno H, ed ossigeno O.

Acqual --->  idrogenog+ ossigenog

Le % di H ed O presenti nell’ acqua sono definite e costanti; e cioè, facendo reagire diverse quantità di acqua, otteniamo sempre le stesse percentuali di idrogeno ed ossigeno, e cioè 11,2% di H e 88,8% di ossigeno. Ovviamente, per la definizione stessa di composto, tutti i composti formati da due o più elementi, hanno una composizione definita e costante.
I composti rappresentano le sostanze più numerose sulla Terra. Infatti, il numero di tutti i  composti, sia di origine naturale che sintetica, supera i diciannove milioni. L’ acqua distillata, lo zucchero, o l’ ibuprofene (un antiinfiammatorio) sono soltanto alcuni dei composti con cui abbiamo a che fare quotidianamente. Come abbiamo già visto per l' acqua, qualsiasi composto, indipendentemente dalla sua natura, è sempre costituito dalle stesse percentuali in massa degli elementi che lo compongono. 

LA  TAVOLA  PERIODICA.

La prima Tavola Periodica fu pubblicata nel 1869 dal chimico russo Mendeleev, che ordinò gli elementi allora conosciuti  secondo il loro peso atomico crescente, ed andando a capo in corrispondenza dei gas nobili (tenendo ovviamente anche conto delle loro proprietà chimiche e fisiche). Ottenne così una tavola formata da righe orizzontali, dette periodi, e da colonne verticali, detti gruppi. Nell'ordinamento risultante di questa prima tavola periodica erano presenti però dei casi contraddittori, che non sfuggirono ovviamente a Mendeleev ed ai chimici dell' epoca. 
La moderna Tavola Periodica è invece ordinata secondo il numero atomico crescente degli elementi, ed andando a capo in corrispondenza dei gas nobili. Inoltre, la moderna Tavola Periodica contiene molti elementi allora sconosciuti.
Si ottiene così una tavola formata da 7 righe orizzontali, dette periodi, lungo i quali le proprietà degli elementi variano gradualmente, e da 18 righe verticali (o colonne), dette gruppi, contenente elementi con proprietà chimiche simili. Questa periodicità è la caratteristica più importante della Tavola, ... che per l' appunto è definita periodica! 
I 18 gruppi sono suddivisi a loro volta in 8 gruppi principali, contrassegnati dai numeri romani seguiti da una lettera A (IA, IIA,  ... VIIA, e VIIIA) e da 10 gruppi secondari dei metalli di transizione, contrassegnati dai numeri romani seguiti dalla lettera B ( IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, la triade VIIIB, IXB, e XB). Poi, a destra ed in alto, abbiamo i non metalli, e sull'estrema destra, a chiusura della Tavola Periodica, abbiamo i gas nobili.
A temperatura ambiente, la maggior parte degli elementi sono solidi e due soltanto sono liquidi (bromo Br e mercurio Hg); sono gassosi l'azoto N, l'ossigeno O, il fluoro F, il cloro Cl, ed i sei gas nobili: elio, He - neon, Ne - argo, Ar - kripto, Kr - xeno, Xe e il radon, Rn.  
A partire dalle proprietà chimico-fisiche riscontrate , è possibile distinguere tre classi fondamentali di elementi : metalli, semimetalli, e non metalli.
I metalli occupano più della metà della Tavola Periodica, e comprendono:

  • metalli alcalini del gruppo IA (primo gruppo);
  • metalli alcalino-terrosi  del gruppo II A;
  • tutti i metalli di transizione, e cioè i dieci gruppi che vanno dal IIIB al IIB (l' VIIIB è una triade), inclusi i 15 elementi della serie dei lantanidi ed i 15 elementi della serie degli attinidi, ed infine anche i metalli sottostanti alla linea obliqua dei semimetalli (detti anche semiconduttori).

I semimetalli hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e dei non metalli: ad esempio, non sono né conduttori, né isolanti, e per questo motivo sono definiti semiconduttori. I semiconduttori più noti sono il germanio Ge ed il silicio Si, la cui conducibilità elettrica può essere aumentata aggiungendo piccolissime quantità di elementi vicini nella Tavola Periodica, come l’arsenico, As, ed il boro, B. Il Ge ed il Si sono molto usati nei wafer, e cioè quei sottili strati di silicio usati in elettronica nei cosiddetti circuiti integrati (i cosiddetti chip).

I non metalli, in generale, hanno proprietà opposte a quelle dei metalli: ad esempio, non sono buoni conduttori del calore e dell’elettricità, fatta eccezione per il Carbonio (C); inoltre, non sono lucenti, ma sono caratterizzati da un’ ampia varietà di colori.
A temperatura ambiente, i non metalli possono essere gassosi (come l’ ossigeno, O, incolore;  l’ azoto N, incolore;  il fluoro, F, ed il cloro, Cl, verdastro); liquidi, come il bromo, Br, rosso; e solidi, come lo zolfo, S, giallo; il C, nero come grafite, ed incoloro come diamante),  lo iodio, I, violetto, ed il fosforo, P, che può assumere diverse colorazioni, fosforo rosso e fosforo bianco.
Infine, a differenza dei metalli, le caratteristiche dei non metalli sono profondamente diverse anche tra di loro. Infatti, essi a temperatura ambiente possono essere gassosi, come l' azoto N, l' ossigeno O, il cloro Cl, il fluoro F; oppure solidi, come il silicio Si, il carbonio C, lo zolfo S; o anche liquidi, come il mercurio Hg (che è il solo elemento liquido a temperatura ambiente).
Chiudono la Tavola Periodica i gas nobili, Gruppo VIII A (ottavo gruppo principale), detti così perché non manifestano nessuna tendenza a legarsi con altri elementi (... sono appunto NOBILI!), per cui non si conoscono composti stabili di tali elementi.

Vale la pena di soffermarsi a riflettere sul moderno e corretto criterio di ordinamento degli elementi della Tavola Periodica in funzione del numero atomico crescente (... e non del peso atomico!).
Essendo l' atomo neutro, in un atomo di ciascun elemento il numero atomico, e cioè il numero di protoni, è uguale al numero di elettroni. Come vedremo in seguito,  le proprietà chimiche e fisiche di un elemento dipendono essenzialmente dalla configurazione degli elettroni dell’ ultimo livello, dipendente a sua volta dal numero totale di elettroni, a sua volta uguale al numero totale di protoni. Di conseguenza, siccome le proprietà chimiche e fisiche di un elemento dipendono essenzialmente dal loro numero atomico, questo ne rappresenta l' impronta digitale. Consideriamo allora una qualsiasi proprietà degli elementi, ad esempio la valenza massima (e cioè il massimo numero di legami che l' elemento in esame possiede nel combinarsi con gli altri elementi). Aumentando di una unità il numero atomico e considerando ad esempio gli elementi  del terzo periodo da sinistra verso destra, riscontriamo che la valenza massima per l’ elemento  Na = 1, per il Ca = 2, per Al = 3, per il C = 4, per P = 5, per S = 6, per Cl =7, e per Ar è zero, e ciò si ripete regolarmente per gli elementi del periodo principale successivo.

Link interessanti:
Tavola Periodica (particolare: ogni elemento ha un link che punta alle sue proprietà!). 
Gli elementi della Tavola Periodica provengono dalle esplosioni delle supernove.

tavola periodica 

 CARATTERISTICHE  PRINCIPALI.

Le caratteristiche principali degli elementi del primo gruppo sono le seguenti: sono tutti metalli molto leggeri, di colore bianco argenteo, teneri, con densità e punti di fusione molto bassi, e alta conducibilità, sia termica che elettrica. Sono i metalli più reattivi che si conoscono, e peso atomico, volume atomico  e reattività aumentano rapidamente e bruscamente passando dal litio al francio. Gli elementi più diffusi in natura sono il sodio Na ed il potassio K, che danno luogo a composti di uso comune , come il cloruro di sodio NaCl, contenuto nelle acqua del mare (3-4%), e i silicati delle rocce, di cui sono formate intere catene montuose, contenenti il K (che è presente nella crosta terrestre per circa il 2,4%).
Il litio Li è l' elemento del gruppo che ha il minor peso atomico e minori dimensioni. In lega con il Mg, forma un materiale resistentissimo ma al tempo stesso leggerissimo, usato per la costruzione di aerei e di astronavi. Il cloruro di LiCl è un energico disidratante, usato anche nei condizionatori di aria. 

Le caratteristiche principali degli elementi del secondo gruppo sono le seguenti: hanno tutti proprietà chimiche simili a quelle del Primo Gruppo ( e cioè metalli relativamente leggeri, rispetto ai metalli comuni propriamente detti, come il ferro Fe, l' alluminio Al, il rame Cu, ecc.; per questi elementi, il termine "metallico" deve essere inteso sopratutto in senso chimico, piuttosto che nel senso comune), ma meno spiccate.
Il calcio Ca ed il magnesio Mg sono gli elementi più diffusi del gruppo: il calcio è presente in molte rocce e minerali (ad esempio, il carbonato di calcio CaCO3,  sotto forma di calcare, marmo e calcite), mentre il magnesio Mg è presente in natura come solfato di magnesio e nell'amianto.

I metalli di transizione (che sono i 29 elementi nella parte centrale della Tavola Periodica, più i 15 elementi della serie dei Lantanidi, più infine i 15 elementi della serie degli Attinidi, per un totale di 59 elementi), possono essere considerati veri e propri metalli, perché sono buoni conduttori del calore e dell' elettricità, sono duttili (cioè riducibili in fili) e malleabili (cioè, riducibili in lamine) e, tranne il mercurio Hg, che è liquido, sono solidi duri e lucenti a temperatura ambiente. I più comuni metalli di transizione sono il ferro Fe, il rame Cu, lo zinco Zn, il cromo Cr, il manganese Mn; fanno parte degli elementi di transizione anche i metalli nobili oro Au, argento Ag e platino Pt. 

Delle caratteristiche dei non metalli e dei gas nobili abbiamo già parlato.

Raggio atomico e volume atomico.

volume atomico

Esaminiamo ora in dettaglio come varia una generica proprietà di un elemento nella Tavola Periodica, ad esempio il raggio atomico (e il conseguente volume atomico) di un elemento in funzione del numero atomico Z, e cioè del numero di protoni. 
Ebbene, lungo il periodo il raggio atomico diminuisce perché cresce la carica positiva del nucleo e di conseguenza è maggiore l' attrazione che questo esercita sugli elettroni; lungo un gruppo il raggio atomico invece aumenta, perché si passa bruscamente da un livello n al successivo.  

Infatti, nella figura a lato, esaminiamo la variazione del raggio atomico lungo il 2° periodo. Passando dal Li al Be, il numero atomico da Z=3  aumenta a Z=4: avendo aumentato di un protone la carica del nucleo, siamo passati dai tre protoni nel nucleo del Li ai 4 protoni nel nucleo del Be, che quindi attrae con maggiore forza gli elettroni attorno al nucleo, e quindi il raggio atomico (e il volume atomico) diminuisce.   
Questo argomento potrà essere spiegato con maggiori dettagli dopo aver studiato la configurazione elettronica degli elementi.

LEGGE DI LAVOISIER.

In una reazione chimica completa, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.
Lavoisier riuscì a dimostrare la sua legge facendo uso di una buona bilancia, e catturando completamente gli eventuali prodotti gassosi della reazione, di cui misurava esattamente  i volumi e le condizioni di temperatura e  pressione, in modo da risalire alle rispettive masse.

Di seguito si riportano alcuni esempi della legge di Lavoisier:

Esempio N° 1: pesando un flash di macchina fotografica prima e dopo lo scatto, si hanno due pesate uguali.

Esempio N° 2:             idrogeno (4 gr.)  + ossigeno (36 gr.) = acqua (40 gr.)

Relativamente all'esempio N° 2, e limitatamente alla legge di Lavoisier, le domande possibili sono:
a) si fanno reagire completamente 4 gr. di idrogeno con 36 gr. di ossigeno. Quanti gr. di acqua si formano? (R. 40 gr. acqua)
b) 4 gr. di idrogeno reagiscono con l' ossigeno e si formano 40 gr. di acqua. Quanti sono i grammi di ossigeno che hanno reagito? (R. 36 gr. di ossigeno).
c) si fanno reagire completamente 36 gr. di ossigeno con idrogeno, e si formano 40 gr. di acqua. Quanti sono i grammi di idrogeno che hanno reagito?  (R. 4 gr. di idrogeno).
c) in una reazione di decomposizione completa di 40 gr. di acqua, si ottengono 36 gr. di ossigeno, e quanto idrogeno? (R. 4 gr. di idrogeno).

Se invece consideriamo la reazione (inversa) di decomposizione dell' acqua, si ha:

                               acqua (40 gr.) = idrogeno (4 gr.)  + ossigeno (36 gr.)

Le domande possibili sono:

1) in una reazione di decomposizione completa di 40 gr. di acqua, si ottengono 4 gr. di idrogeno, e quanto ossigeno? (R. 36 gr. di ossigeno).
2) in una reazione di decomposizione completa di 40 gr. di acqua, si ottengono 36 gr. di ossigeno, e quanto idrogeno? (R. 4 gr. di idrogeno).
3) in una reazione di decomposizione dell' acqua si ottengono 4 gr. di idrogeno e 36 gr. di ossigeno. Quanti grammi di acqua sono stati decomposti? (R. 40 gr.)
 


LEGGE DI PROUST.

Gli elementi di un composto sono presenti secondo rapporti in massa definiti e costanti.  Cioè, detto più estesamente, per la legge delle proporzioni definite, gli elementi che si combinano tra loro per formare un dato composto stanno tra di loro in proporzioni in massa definite e costanti (e cioè i rapporti di combinazione tra i reagenti sono costanti,  e così pure, ovviamente,  i valori  % degli elementi sono fissi e  costanti).

ESEMPIO 1. Si prepari pirite (solfuro di ferro, FeS2) partendo da quantità stechiometriche* diverse dei reagenti. La % di ferro e zolfo risulta la stessa in tutti i prodotti ottenuti.

Di seguito sono riportate tre reazioni. Nella prima, si fanno reagire masse in grammi di Fe e S uguali ai loro pesi atomici; nella seconda reazione, si dimezzano le quantità che reagiscono; nella terza, si fanno reagire quantità proporzionali a quelle della prima reazione.

  1. 55.847 gr. Fe  + 32.06*2 gr. S ---> 119.97 gr. FeS2   (46,55% di Fe; 53.446%) - 
  2. 27.923 gr. Fe  + 16.03*2 gr. S ---> 59.985 gr. FeS2   (46,55% di Fe; 53.446)
  3. 10.00  gr. Fe  +  11.48    gr. S ---> 21.48   gr. FeS2   (46,55% di Fe; 53.446%)

In tutte tre le reazioni, i rapporti di combinazione Fe/S sono costanti (55.847/32.06*2 = 27.923/16.03*2 = 10/11.48 = 0.871).
In tutte e tre le reazioni, la composizione del solfuro di ferro, e cioè le % di Fe e S, resta costantemente la stessa.
(Per il Fe ---> 55.847*100/119.97 = 27.923*100/119.97 = 10*100/119.97 = 46,55% di Fe; idem per S).

Ovviamente, la conoscenza della legge di Proust ci consente, stando in un laboratorio, di poter calcolare, in base al rapporto di combinazione, le corrette quantità in gr. di Fe e S da far reagire, in modo che non risulti, a fine reazione, nessun eccesso di uno dei due componenti. Dopo di che, pesiamo con una bilancia di precisione le quantità dei reagenti. Quindi, facciamo avvenire la reazione, avendo cura che ci siano le condizioni adatte a che avvenga esclusivamente e completamente la reazione tra Fe e S.
A fine reazione, possiamo verificare che il prodotto ottenuto pesa quanto la somma dei reagenti.

ESEMPIO 2.

DATI: gr. 7,848 di cloruro di sodio = gr. 3.086 di sodio + gr. 4.762 di cloro. Si richiedono rapporto di combinazione e %.
RISULTATI:
a) rapporto di combinazione =  gr. 3.086 di sodio/gr. 4.762 di cloro = 0.648
b) % sodio = (gr. 3.086 di sodio)*100/gr. 7,848 di cloruro di sodio = 39.33% ; % Na = (100 - 39.33%) = 60.67%.

ESEMPIO 3.

DATI: Si consideri la reazione inversa di sintesi:   gr. 3.086 di sodio + gr. 4.762 di cloro = x gr. di cloruro di sodio. Si richiedono rapporto di combinazione e %.
RISULTATI:
a) Il rapporto di combinazione è uguale a  gr. 3.086 di sodio/gr. 4.762 di cloro = 0.648.
b) Per Lavoisier, gr. cloruro di sodio =  gr. 7,848 ( e quindi possiamo calcolare le %, come più sopra già riportato).

* le quantità dei reagenti sono dette stechiometriche quando vengono rispettati i rapporti di combinazione delle sostanze reagenti.

LEGGE DI DALTON.

La legge delle proporzioni multiple di Dalton afferma:" Le quantità in massa di un elemento che si combinano con la stessa quantità di un altro elemento per formare diversi composti, stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e generalmente piccoli". Cioè, secondo la legge di Dalton, in un composto ogni elemento può entrarvi a farvi parte solo secondo multipli interi di una quantità piccola costante ed indivisibile: l' atomo.
Ad esempio (vedi tabella seguente), se facciamo reagire 71 gr. di cloro rispettivamente con 16 gr., 48 gr., 80 gr., e 112 gr. di ossigeno si ottengono composti diversi in cui i rapporti tra le masse di ossigeno stanno tra di loro secondo numeri interi e piccoli (nella seconda reazione i 48 gr. di ossigeno sono il triplo dei gr. di ossigeno della prima reazione;nella terza, il quintuplo; nella quarta, il settuplo).

massa di cloro massa di ossigeno massa dei prodotti ottenuti
71 gr. 16   gr. 87   gr. Cl2O
71 gr. 48   gr. 119 gr. Cl2O3
71 gr. 80   gr. 151 gr. Cl2O5
71 gr. 112 gr.   183 gr. Cl2O7

Ripetiamo per chiarezza: quando la stessa massa di un  elemento (71 gr. di cloro) si combina con masse diverse di un secondo elemento per formare composti diversi (e cioè 16 gr/48 gr./80 gr./ e 112  gr. di ossigeno), le masse del secondo elemento stanno tra di loro in rapporti semplici esprimibili mediante numeri interi e piccoli.
I rapporti tra le masse di ossigeno sono---> 16: 48: 80: 112. Dividendo per la massa più piccola di esse (e cioè 16/16 - 48/16 - 80/16 - 112 . 16), si hanno i numeri interi e piccoli seguenti: --->  1: 3 : 5 : 7

Di seguito si accenna ad un esempio più semplice. Si preparino in quantità stechiometriche  i composti ossido di carbonio (gas tossico) ed anidride carbonica (gas che non mantiene la respirazione). Successivamente si verifichi che la quantità di ossigeno nell'anidride carbonica è doppia rispetto a quella contenuta nell'ossido di carbonio (si svolga questo semplice esercizio!). 

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