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CHIMICA E DIDATTICA DELLA CHIMICA
1) IL MONDO DELLA CHIMICA
Def di chimica : è la scienza sperimentale, basata sul metodo scientifico, che interpreta e razionalizza la struttura, le proprietà e le trasformazioni della materia. Se vogliamo capire come si comporta la materia, bisogna capire come si comportano le particelle della materia stessa, in quanto gli atomi e le molecole che formano la materia determinano il comportamento della stessa.
➢ Thomas Kuhn e le rivoluzioni scientifiche: Nel panorama scientifico → da scuole e teorie diverse si produce un paradigma teorico che venendo messo in pratica provoca delle anomalie, la cui risoluzione può provocare una rivoluzione scientifica, tramite la critica del paradigma. Questa rivoluzione, creerà delle anomalie a sua volta e si crea un ciclo infinito di periodi di rivoluzione scientifiche.
IL METODO SCIENTIFICO
Modalità di apprendimento che esalta l'osservazione e la sperimentazione (→ si differenzia dal metodo dei greci in quanto essi enfatizzano la ragione come modalità di comprensione)
- osservazione: che può avvenire tramite gli occhi (per caso, come la scoperta della penicillina, che avvenne quando Flemming osservò la presenza di un cerchio privo di batteri intorno alla muffa che era accidentalmente cresciuta sulla sua piastra di coltura )o tramite l’uso di strumenti sensibil
- l’ipotesi: tentativo di interpretazione o spiegazione delle osservazioni. Una buona ipotesi è confutabile da ulteriori prove.
- esperimenti: osservazioni controllate e progettate per validare le ipotesi, i cui risultati possono validare o confutare le ipotesi.
- legge scientifica: un certo numero di osservazioni può portare allo sviluppo di una legge scientifica, Una o più ipotesi confermate possono portare allo sviluppo di una teoria scientifica.
2) MISURE E RISOLUZIONE DEI PROBLEMI
ACCURATEZZA E PRECISIONE: ➔ l’accuratezza: si valuta utilizzando l’errore in percentuale. E’ il grado di concordanza tra il valor medio desunto attraverso una o più misure e il relativo valore vero cioè il valore assunto come riferimento ➔ la precisione: si valuta utilizzando le cifre significative → più sono le cifre significative minore è l’incertezza della misura. Dipende dallo strumento usato e si può esprimere come deviazione standard (dispersione dei dati intorno al valore atteso).
•Incertezza di misura è il grado di indeterminazione con il quale si ottiene nella misurazione un valore di una proprietà fisica. •Il risultato di misurazione pertanto non è un unico valore bensì l'insieme dei valori probabili che assume il misurando. •Il termine incertezza di misura viene spesso utilizzato come sinonimo di errore di misurazione
LA NOTAZIONE SCIENTIFICA Si utilizza per scrivere grandi numeri, ed evitare errori. Ad esempio, 150.000.000 km si scrive come 15 x 10 (alla 8) km e il numero 0,00000000002 si scrive 2 x 10 alla meno (11). La regola è: per i numeri grandi, si sposta la virgola a sinistra e si usa un esponente positivo, per i numeri piccoli si sposta a destra e si usa un esponente negativo (dunque parte decimale e parte esponenziale)
NUMERI E CIFRE SIGNIFICATIVE (L’ARROTONDAMENTO) I numeri possono essere scritti in lettere e in cifre e possono essere: ➔ esatti ➔ Conteggi (conto 5 mele) ➔ Definizioni (1 m =100 cm) ➔ ottenuti da misure
Ogni misura sperimentale ha un errore : è necessario fare uso delle cifre significative → Le cifre significative di una misura sono le cifre osservate e ritenute corrette con lo strumento con cui si esegue la misura.
➔ s → per gli intervalli di tempo ➔ kg → per la massa ➔ A (ampere) → per l’intensità di corrente ➔ k → per le misure di temperatura ➔ mol (la mole) → per la quantità do sostanza
Le unità di misura derivate: è formata da altre unità.
L’universo è composto, oltre che dalla materia, anche dall’ energia → la capacità di produrre lavoro. Il lavoro → è definito come il risultato di una forza che agisce su una distanza. L’energia guida il comportamento della materia → NB: sia l’energia che la materia sono conservate. ➢ La legge di conservazione dell’energia afferma che l’energia non viene nè creata nè distrutta. La quantità totale di energia è costante: essa può essere modificata da una forma all’altra, trasferita da un oggetto ad un altro, ma non può essere creata e non può svanire nel nulla.
NB: qualsiasi campione di materia contiene energia → l’energia totale di un campione di materia è la somma della sua energia cinetica → l’energia associata al suo movimento + l’energia potenziale → l’energia associata alla sua posizione e composizione. (ex→ l’acqua in una diga contiene energia potenziale perché mantenuta in posizione elevata nel campo gravitazionale della Terra) L’energia elettrica → è l’energia associata al flusso di cariche elettriche. L’energia termica → è l’energia associata ai movimenti casuali degli atomi e delle molecole nella materia. La materia contiene energia chimica → una forma di energia potenziale associata alla posizione delle particelle che costituiscono il sistema chimico.
L’unità di misura:
- Nel SI l’unità dell’energia è il joule (j) → dallo scienziato joule che dimostrò che l’energia può essere convertita da una forma all’altra e che l’energia totale è conservata.
- Una seconda unità è la caloria (cal) o piccola caloria → la quantità di energia richiesta per aumentare la temperatura di 1 g di acqua di 1 °C. NB: 1 cal = 4,184 J (→ una caloria è più grande di un joule)
- Poi c’è la caloria nutrizionale o Caloria (Cal) → equivale a 1000 piccole calorie.
- Kilowattora (kWh) → l'unità di misura dell'energia elettrica, usata principalmente per fatturare i consumi. Un kilowattora equivale all'energia consumata da un apparecchio di 1 kilowatt di potenza per un'ora. È equivalente a 3,6 milioni di joule (3,6 megajoule), un'altra unità di misura dell'energia. Esempio: Un apparecchio da 2 kW usato per 3 ore consumerà Esempio: 2 kWh x 3 h = 6 kWh
ENERGIA, TRASFORMAZIONI CHIMICHE E TRASFORMAZIONI FISICHE. 2 tipi di reazioni chimiche →
- reazioni esotermiche: rilasciano energia
- reazioni endotermiche: assorbono energia dall’ambiente Queste trasformazioni sono spesso accompagnate da variazioni di energia. → Se l’acqua evapora dalla pelle → una trasformazione fisica, le sue molecole assorbono energia, raffreddando la pelle. Quando si brucia il metano nella cucina a gas viene rilasciata energia, impiegata per riscaldare il cibo che si cucina,
Il rilascio di energia durante una reazione chimica è analogo al rilascio di energia che avviene quando facciamo cadere un peso ( → quando alziamo un peso lo carichiamo della sua energia potenziale, mentre quando viene fatto cadere giù la sua energia potenziale viene rilasciata. (infatti oggetti con elevata energia potenziale sono instabili). Alcune sostanze chimiche, come il TNT (trinitrotoluene) → hanno un'elevata energia potenziale in quanto le molecole al suo interno possiedono un'elevata energia potenziale, dunque danno luogo a rapide trasformazioni chimiche che abbassino la loro energia potenziale. (reazione esotermica → rilascia energia) L’assorbimento di energia dall’ambiente circostante è analogo al comportamento del ghiaccio istantaneo → quando la barriera dei componenti chimici viene lacerata, le sostanze si mescolano, reagiscono e assorbono calore dall’ambiente circostante (la caviglia livida, che si raffredda).
TEMPERATURA: MOTO CASUALE DI ATOMI E MOLECOLE Gli atomi e le molecole che compongono la materia sono in costante movimento casuale e quindi contengono energia termica. La temperatura di una sostanza è una misura della sua energia termica → più caldo è un oggetto più intenso sarà il movimento casuale degli atomi o delle molecole che lo compongono. ➔ temperatura e calore → La temperatura è l’unità di misura dell'energia termica, il calore (ha l’unità di misura della energia) è il trasferimento o scambio di energia termica causato da una differenza di temperatura. 3 scale di temperatura ➢ Celsius (ocentigrada) Base: Relativa al comportamento dell'acqua a pressione standard. Punti di riferimento: 0°C (congelamento dell'acqua) e 100°C (ebollizione dell'acqua). Utilizzo: La più usata nella maggior parte dei paesi, in particolare in Europa. ➢ Fahrenheit Base: Relativa all'acqua, ma con un diverso intervallo di riferimento. Punti di riferimento: 32°F (congelamento dell'acqua) e 212°F (ebollizione dell'acqua). Utilizzo: Principalmente negli Stati Uniti. ➢ Kelvin : Base: Scala assoluta, fondata sullo zero assoluto. Punti di riferimento: 0 K allo zero assoluto (-273,15°C). Utilizzo: È la scala standard nel sistema internazionale (SI) per le misurazioni scientifiche, in Relazioni e conversioni → Un grado Celsius equivale a un grado Kelvin; un grado Fahrenheit è più piccolo di un grado Celsius o Kelvin. ● Da Celsius a Kelvin: K = C + 273, ● Da Kelvin a Celsius: K = - 273, ● Da Celsius a Fahrenheit: F = (°C x 9/5) + 32 ● Da Fahrenheit a Celsius: C = (°F - 32) x 5/
L’ATOMO NUCLEARE
Dalla fine del 19 secolo, gli scienziati hanno raggiunto la consapevolezza che la materia è composta da atomi. Il fisico inglese J.J. Thomson complicò il quadro scoprendo l’esistenza di una particella ancora più piccola e fondamentale → l’elettrone. ➢ l’elettrone ha carica negativa ➢ sono molto più piccoli e leggeri degli atomi e sono presenti in tipi di sostanze differenti. NB: per carica elettrica si intende un proprietà della materia che ha la capacità di generare delle forze elettriche, attrattive o repulsive, con l’interazione tra due corpi. La scoperta delle cariche elettriche → pose la questione del loro bilanciamento con le cariche positive.
IL MODELLO DI THOMSON Il modello atomico di Thomson, noto anche come modello del panettone o plum pudding, ipotizza che l'atomo sia una sfera di carica positiva in cui sono dispersi gli elettroni (cariche negative) come l'uvetta in un panettone. Questo modello fu proposto nel 1904 dopo la scoperta dell'elettrone e spiegava la neutralità elettrica dell'atomo, poiché le cariche positive e negative si annullavano a vicenda. Caratteristiche principali del modello di Thomson ➢ Atomo come sfera di carica positiva: L'atomo viene immaginato come una sfera di carica positiva distribuita uniformemente, che contiene la maggior parte della massa. ➢ Elettroni dispersi: Gli elettroni, scoperti da Thomson stesso, sono disseminati all'interno di questa sfera positiva, ma non sono disposti in modo preciso, ma quasi casuale. ➢ Neutralità elettrica: Il modello spiega come l'atomo sia elettricamente neutro perché la carica positiva della sfera viene bilanciata da quella negativa degli elettroni. ➢ Analogia del panettone: L'analogia del panettone con l'uvetta è usata per rappresentare la distribuzione degli elettroni (uvetta) all'interno della massa positiva (l'impasto del dolce). Limiti del modello Il modello di Thomson fu superato dall'esperimento di Rutherford sulla lamina d'oro, che dimostrò l'esistenza di un nucleo atomico molto piccolo e denso. Non teneva conto della possibilità che gli elettroni potessero muoversi e vibrare, un aspetto che fu esplorato in seguito.
IL MODELLO RUTHERFORD Eseguì un esperimento per dimostrare la teoria di Thomson ma nel tentativo di confermarlo dimostrò che era sbagliato → L'esperimento di Rutherford (chiamato anche esperimento della lamina d'oro di Geiger-Marsden) consisteva nel bombardare una sottile lamina d'oro con particelle alfa (nuclei di elio carichi positivamente) per studiare la struttura interna dell'atomo. I risultati principali furono che la maggior parte delle particelle attraversava la lamina senza deviazioni, mentre poche venivano deviate con angoli ampi, alcune addirittura rimbalzando indietro. Questo portò Rutherford a concludere che l'atomo è costituito da un nucleo centrale piccolissimo e denso, dove è concentrata tutta la carica positiva, e da elettroni che orbitano a grande distanza, lasciando l'atomo prevalentemente vuoto.
Thomson scoprì l'elettrone utilizzando tubi catodici e applicando campi elettrici e magnetici per misurarne il rapporto carica/massa. Fece passare i raggi catodici attraverso un campo elettrico, osservando la loro deviazione verso il polo positivo e confermando la loro carica negativa. Successivamente, pose un campo magnetico perpendicolare a quello elettrico per annullare la deviazione, permettendogli di calcolare la velocità degli elettroni e, quindi, il loro rapporto massa/carica
Come funzionava l'esperimento: ➢ Sorgente: Un fascio di particelle alfa veniva emesso da una sorgente radioattiva. Bersaglio: Le particelle venivano dirette contro una lamina d'oro molto sottile. ➢ Rivelatore: Uno schermo di solfuro di zinco, posizionato attorno alla lamina, produceva un lampo di luce ogni volta che veniva colpito da una particella alfa, permettendo di registrare l'angolo di deviazione.
Cosa ci si aspettava: Il modello atomico precedente (quello di Thomson) prevedeva che gli atomi fossero sfere di carica positiva con gli elettroni sparsi all'interno. Secondo questo modello, le particelle alfa avrebbero dovuto attraversare la lamina con deviazioni minime. Cosa è stato osservato: La maggior parte delle particelle alfa attraversava la lamina quasi senza deviazioni, come previsto. Una piccola percentuale di particelle veniva deviata con angoli maggiori di 9o°. Una particella su ottomila veniva addirittura deviata 180° (rimbalzava indietro). Conclusioni di Rutherford, LA TEORIA NUCLEARE DELL’ATOMO→ ➢ L’Atomo prevalentemente vuoto: Il fatto che la maggior parte delle particelle passasse indisturbata indicava che l'atomo è per la maggior parte spazio vuoto. ➢ Esistenza del nucleo: Le particelle che venivano deviate, e soprattutto quelle che tornavano indietro, dimostrano che la carica positiva e la massa dell'atomo dovevano essere concentrate in una regione minuscola e centrale, che Rutherford chiamò "nucleo". ➢ Modello planetario: Rutherford propose il suo modello planetario, in cui gli elettroni negativi orbitano attorno al nucleo positivo, analogamente ai pianeti che orbitano attorno al sole. Il numero di elettroni deve essere uguale a quello dei protoni.
Successivamente, le ricerche di Rutherford e altri scienziati dimostrarono che il nucleo degli atomi contiene protoni carichi positivamente e particelle chiamate neutroni. Il nucleo contiene circa il 99,9% della massa di un atomo, ma occupa solo una piccola frazione del suo volume. gli elettroni sono distribuiti in una regione molto più grande ma non hanno molta massa. si può pensare a elettroni come alle gocce d'acqua che formano una nuvola: sono dispersi in un grande volume ma non pesano quasi nulla.
GLI IONI. PERDERE O ACQUISTARE ELETTRONI.
Nelle reazioni chimiche gli atomi spesso perdono o acquistano o elettroni formando particelle cariche chiamate → ioni.
EX: gli atomi neutri di litio (Li) contengono 3 protoni e 3 elettroni → nelle reazioni, gli atomi di litio per un elettrone (e-) formando Li+^ Li → Li+^ + e- Dunque gli Ioni Li+^ contengono ancora 3 protoni ma solo 2 elettroni, con una carica netta di 1+.
La carica degli ioni: La carica di uno ione si indica con un apice (pedice in alto a destra) rispetto al simbolo chimico dell'elemento. Questo apice riporta un numero (solo se la carica è superiore a 1) e il segno positivo (+) o negativo (-) per indicare il tipo di carica. ➢ Il segno viene scritto dopo il numero (ad es. Mg²⁺, non Mg⁺²), sebbene si possa trovare anche l'ordine inverso. ➢ Per una carica singola (+1 o -1), il numero 1 viene solitamente omesso (ad es. K⁺ e Cl⁻). ESEMPI: Un atomo di potassio (K) che perde un elettrone diventa uno ione potassio (catione) e si scrive K⁺. Un atomo di calcio (Ca) che perde due elettroni diventa uno ione calcio (catione) e si scrive Ca²⁺. Un atomo di cloro (Cl) che acquista un elettrone diventa uno ione cloruro (anione) e si scrive Cl⁻. Uno ione poliatomico, come lo ione solfato che contiene un atomo di zolfo e quattro atomi di ossigeno e ha una carica di 2-, si scrive SO₄²⁻
Gli ioni si comportano in modo differente dagli atomi dai quali derivano → per esempio il sodio neutro, che è estremamente reattivo e interagisce violentemente con la maggior parte delle sostanze con cui entra in contatto, se diventa catione (Na+) è relativamente inerte (ex → cloruro di sodio) nb: in natura cationi e anioni si trovano insieme, infatti nel cloruro di sodio il catione sodio si trova insieme all’anione cloruro.
GLI IONI E LA TAVOLA PERIODICA. Nel caso dei gruppi principali possiamo usare la tavola periodica per prevedere quanti elettroni tendono a essere persino acquisiti quando si ionizza un atomo di un particolare elemento. Il numero associato → con la lettera A, a ciascuna colonna dei gruppi principali (da 1 a 8), rappresenta il numero degli elettroni di valenza (atomi più esterni) per gli elementi di quella data colonna. NB: Poiché l'ossigeno si trova nella colonna 6A possiamo dedurre che ha 6 elettroni di valenza, il magnesio è nella colonna 2A quindi possiede due elettroni di valenza, e così via. Una importante eccezione a questa regola è l'elio che si trova nella Colonna 8 a Ma ha solo due elettroni di valenza. La chiave per prevedere la carica acquisita da un particolare elemento quando si parla di ionizzazione è la sua posizione rispetto ai gas nobili: gli elementi dei gruppi principali tendono a formare ioni che hanno lo stesso numero di elettroni di valenza del gas nobile più vicino. EX: il gas più vicino all’O è il neon, dunque l’O acquisterà due elettroni di valenza per arrivare ad otto e raggiungere l’ottetto.
IONI CARICHI POSITIVAMENTE → CATIONI IONI CARICHI NEGATIVAMENTE → ANIONI
MOLECOLE E COMPOSTI.
Quando gli elementi si combinano tra loro per formare i composti,le loro proprietà cambiano completamente: ➢ ex: cloro e sodio (elementari) sono estremamente velenosi e reattivi. Ma combinati danno vita al cloruro di sodio. Ogni composto è caratterizzato da proprietà uniche e da una propria reattività chimica. Come è possibile che da particelle semplici si ottengano composti molto complessi che variano dagli elementi stessi di cui sono composti.
I COMPOSTI PRESENTANO UNA COMPOSIZIONE COSTANTI
NB: atomi liberi in natura sono davvero rari. I composti occupano la maggior parte delle sostanze in natura. I composti si combinano tra loro in proporzioni fisse e definite → legge delle proporzioni definite, Joseph Proust.
La legge delle proporzioni definite di Proust afferma che quando due elementi si combinano per formare un composto, lo fanno sempre in un rapporto di massa definito e costante. Esempi classici sono l'acqua (H2O)dove il rapporto tra idrogeno e ossigeno è sempre di 8:1 (in massa), o il biossido di zolfo (SO2), dove il rapporto tra zolfo e ossigeno è costante. Un altro esempio è il cloruro di sodio (NaCl), che ha un rapporto massa di sodio e cloro fisso. Esempi specifici ● Acqua (H2O): Per formare acqua, 1 grammo di idrogeno reagisce sempre con 8 grammi di ossigeno, per un totale di 9 grammi di composto. Se si parte con 2 grammi di idrogeno, ne reagiranno 16 grammi con 8 grammi di ossigeno, lasciando 1 grammo di idrogeno in eccesso. ● Ossido di rame (Cuo): In 100 grammi di ossido di rame ci sono sempre 79,8 grammi di rame e 20, grammi di ossigeno. Se si fanno reagire 79,8 g di rame e 30,2 g di ossigeno, si formeranno comunque 100 g di ossido di rame perché i 10,2 g di ossigeno in eccesso non reagiscono. ● Cloruro di sodio (NaCl): Il rapporto tra il sodio e il cloro che si combinano per formare cloruro di sodio è costante. Se in una reazione si combinano 46 g di sodio e 70,8 g di cloro per ottenere 116,8 g di cloruro di sodio, il rapporto di massa è di circa (0,65) g di sodio per ogni grammo di cloro. Al contrario nelle miscele possono essere presenti in una proporzione qualunque. EX: tra un miscuglio a idrogeno e ossigeno → aria nel palloncino
LE FORMULE CHIMICHE: COME SI RAPPRESENTANO I COMPOSTI.
La formula chimica: indica gli elementi presenti nei composti e il numero relativo degli atomi di ognuno di essi. NB: H20 → indica che l’acqua è costituita da atomi di idrogeno e ossigeno in rapporto 2:1: il rapporto, nella formula, indica la proporzione fra gli atomi e non fra le masse. La formula contiene il simbolo che indica l’elemento più il numero di atomi di quell’elemento. Le formule chimiche indicano normalmente al primo posto l’elemento più metallico.
IONI POLIATOMICI NELLE FORMULE CHIMICHE
Alcune formule contengono gruppi di atomi che agiscono come un unità. Quando sono presenti diverse gruppi dello stesso tipo, la loro formula è collocata fra parentesi con un numero a pedice che indica il numero di unità presenti nel composto. Un esempio di ione poliatomico è lo ione ammonio (NH 4 +) che è un catione composto da un atomo di azoto e quattro atomi di idrogeno, con una carica positiva netta. Altri esempi comuni includono lo ione carbonato (CO 3 2-) e lo ione solfato (SO 4 2-) che sono anioni formati dalla combinazione di più atomi con una carica negativa.
TIPI DI FORMULE CHIMICHE
Possiamo classificare in tre categorie: empiriche, molecolari, di struttura. I. Una formula empirica → indica il rapporto numerico più semplice fra gli atomi presenti in un composto. II. Una formula molecolare → esprime il numero effettivo di atomi presenti in un composto. III. Una formula di struttura → utilizza trattini per rappresentare i legami chimici e indica come gli atomi sono connessi gli uni agli altri in una molecola.
Insieme alla formula di struttura si possono usare i modelli molecolari , ovvero le rappresentazioni trimensionali delle molecole. Due tipi principali: a palline e bastoncini e a spazio pieno : in quello a bastoncini si offre una rappresentazione della forma della molecola in esame mentre nei modelli a spazio pieno, gli atomi occupano tutto lo spazio per meglio rappresentare come una molecola appare in natura.
UN APPROCCIO MOLECOLARE A ELEMENTI E COMPOSTI.
Le sostanze pure possono essere elementi o composti → Gli elementi possono trovarsi allo stato atomico o molecolare. ○ Gli elementi atomici sono presenti in natura con atomi singoli come unità fondamentali (→ elio è composto da atomi di elio) ○ Gli elementi molecolari non esistono in natura come unità fondamentali ma piuttosto sotto forma di molecole biatomiche → l’unità fondamentale è costituita da due atomi dell’elemento legati tra loro. (→ per esempio l’idrogeno è presente in natura sotto forma di molecole H2, come O2 e Cl ➢ I composti possono essere molecolari o ionici. ○ I composti molecolari sono formati da due o più non metalli. Le unità fondamentali dei composti sono le molecole. L’acqua è costituita da molecole di acqua (H2O); acetone (C3H6O) ○ I composti ionici contengono uno o più cationi (in genere dei metalli) accoppiati a uno o più anioni (in genere dei non metalli) → quando un metallo che presenta generalmente la tendenza a perdere
LA NOMENCLATURA.
LA MASSA FORMULA: LA MASSA DI UNA MOLECOLA O DI UNA UNITÀ FORMULA
