Le trasformazioni chimiche e le leggi che le governano

Presentazione sul tema: "Le trasformazioni chimiche e le leggi che le governano"— Transcript della presentazione:

1 Le trasformazioni chimiche e le leggi che le governano
Lic. classico”A. D. Azuni” - Sassari Prof. Paolo Abis Le trasformazioni chimiche e le leggi che le governano

2 Che cosa studia la chimica
La composizione della materia Le trasformazioni della materia Reazioni chimiche dopo prima REAGENTI PRODOTTI © Paolo Abis

3 Le trasformazioni chimiche
Si definisce trasformazione chimica una reazione o qualunque trasformazione che fa variare profondamente la composizione della materia Esempi di tale fenomeno di "trasformazione chimica" delle sostanze sono: Bruciare la Legna trasformandola in Carbone e Cenere la Corrosione causata dalla ossidazione del ferro fa diventare il ferro in una sostanza bruna che si scheggia in lamine sottili e friabili. © Paolo Abis

4 Le trasformazioni chimiche
Nella "trasformazione chimica" una sostanza si trasforma in un’ altra. In tal caso la nuova sostanza contiene molecole differenti ed ha differenti proprieta rispetto alla sostanza originaria che ha effettuato la trasformazione. I Cambiamenti che avvengono in una trasformazione chimica sono normalmente IRREVERSIBILI a differenza di quelli causati da una trasformazione fisica tra diversi stati di aggregazione della materia che invece sono REVERSIBILI. © Paolo Abis

5 La Materia Nel 17mo secolo vi era ancora molta confusione su cosa fosse la Materia Johann Becher e Georg Stahl, medici tedeschi professori universitari, fondarono la teoria del Flogisto (dal greco ‘bruciare’) Georg Ernst Stahl ( ) Simbolo del Flogisto © Paolo Abis

6 Il Flogisto La materia e’ costituita da due componenti: il Flogisto e la Cenere Bruciando, il flogisto si libera nell’aria, lasciando solamente la cenere L’aria “Flogistificata” non riesce piu’ a supportare la combusione © Paolo Abis

7 La Teoria del Flogisto Fatti spiegati dalla teoria del Flogisto
I combustibili perdono peso bruciando, perche’ perdono flogisto. La combustione cessa quando tutto il flogisto e’ fuoriuscito dalla sostanza e ha saturato l’aria Il carbone lascia pochissimo residuo perche’ e’ flogisto quasi puro Un topolino muore se chiuso in un ambiente sigillato perche’ l’aria si satura di flogisto Alcune ‘calci metalliche’, scaldate con carbone si ritrasformano in metallo perche’ il carbone cede il flogisto © Paolo Abis

8 Problemi della Teoria del Flogisto
Tuttavia, alcune sostanze aumentano di peso dopo essere state bruciate (il magnesio ad esempio)! Oggi noi sappiamo che la combustione è dovuta al processo di ossidazione. Joseph Priestly scopre l’ossigeno nel 1774, ma non crede alla teoria dell’ossidazione. Chiama l’ossigeno aria deflogistificata Joseph Priestly Noi ora sappiamo che l’ossigeno si combina con il materiale formando l’ossido © Paolo Abis

9 Conservazione della Massa
Antoine Lavoisier mostra come la combustione non e’ una perdita di flogisto, ma una reazione chimica con l’ossigeno. Antoine-Laurent Lavoisier ( ) e sua moglie Enuncia il principio di conservazione della massa: La Materia non viene nè creata nè distrutta, ma cambia solamente forma © Paolo Abis

10 PRINCIPIO DI LAVOISIER
( , ghigliottinato durante il Terrore) PRINCIPIO DI LAVOISIER nelle trasformazioni chimiche la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti 400 g mele 200 g farina 1 uovo 80 g 100 g zucchero 150 g latte 70 g burro Una torta da 1 k g La materia non si crea, non si distrugge, si trasforma © Paolo Abis

11 Problema Legge della conservazione della massa © Paolo Abis

12 Legge della conservazione della massa
Prova a risolvere il seguente problema per vedere se hai capito questa legge. Supponiamo di avere 15 grammmi della sostanza A e 13 grammi della sostanza B. Quanti grammi della sostanza C si formerà se si formano 9 grammi della sostanza D ? A B C D 15 g g ? g g Reagenti Prodotti © Paolo Abis

13 Soluzione Reagenti Prodotti A + B C + D 15 g 13g ? g 9g
La quantità totale di reagenti è pari a 28 grammmi. Dal lato dei prodotti sono presenti nell’equazione 9 grammi del prodotto D. Per la legge della conservazione della massa il totale dei reagenti deve essere in eguale quantità alla massa dei prodotti, per tanto la quantità di C prodotta sarà ?: (click) 28 g reagenti - 9 g di D 19 g di C © Paolo Abis

14 Lavoisier ( ) “E’ bastato un momento per tagliare quella testa, e forse non basterà un secolo per generarne un’altra pari alla sua.” J. Lagrange © Paolo Abis

15 I meriti di Lavoisier Approccio quantitativo
il passaggio dal “paradigma della teoria del flogisto” alla legge di conservazione degli elementi Lavoisier riprese il flogisto, capendo e spiegando ciò che per esso rimaneva ignoto Provò sperimentalmente che durante le reazioni la massa si conserva, in quanto si conservano i principi elementari ( in seguito si scoprirà la conservazione del tipo e del numero degli atomi) Individuo' l'elemento ossigeno e gli assegnò il ruolo di componente reattivo dell'aria sia per le combustioni, sia per le calcinazioni e smentì le ipotesi che consideravano l'aria poco più che un mezzo per fare avvenire le reazioni. Introdusse un simbolismo che semplificava il linguaggio dei chimici e che contemporaneamente acquistava un significato fisico Introdusse come criterio, per classificare le sostanze ed assegnare loro un nome, la tendenza di queste a dare particolari  reazioni, cioè la loro reattività. © Paolo Abis

16 Tre leggi fondamentali
John Dalton basa al sua teoria atomica sulle seguenti leggi: Legge della conservazione della massa A.L. Lavoisier (1782) Legge delle proporzioni definite J. Proust (1797) Legge delle proporzioni multiple J. Dalton (1803) © Paolo Abis

17 Legge delle proporzioni definite
Joseph Proust ( ) ha trovato che "Il rapporto fra le quantità in peso di due elementi che reagiscono per formare un composto è costante." . Esempio 1 quesito Ci sono 50 grammi di una sostanza chimica in questo tubo di prova. L'analisi mostra che contiene g di cloro e g di rame. Qual’è il rapporto fra le masse del cloro e del rame ? 26.36 g Cl 23.64 g Cu = 1.12 g Cl 1.00 g Cu Per ogni grammo di rame nel composto vi sono 1.12 g di cloro. Continua © Paolo Abis

18 Legge delle proporzioni definite
Joseph Proust ( ) ha trovato che "Il rapporto fra le quantità in peso di due elementi che reagiscono per formare un composto è costante." . Esempio 2 quesito Ci sono 20 grammi di una sostanza chimica in questo tubo di prova. L'analisi mostra che contiene g di cloro e g di rame. Qual’è il rapporto fra le masse del cloro e del rame ? 10.55 g Cl 9.45 g Cu = 1.12 g Cl 1.00 g Cu Per ogni grammo di rame nel composto vi sono 1.12 g di cloro. Conclusioni © Paolo Abis

19 Legge delle proporzioni definite
Conclusioni Entrambe gli esempi contengono la stessa sostanza. Benchè vi siano differnti quantità nelle due provette il rapporto fra le masse dei due elementi è lo stesso : 1.12 g cloro 1.00 g rame Ciò dimostra La legge delle proporzioni definite. © Paolo Abis

20 Legge delle proporzioni multiple
John Dalton ( ) "Quando due elementi si combinano tra loro per formare composti diversi, le quantità di uno di essi che si combinano con una quantità fissa dell'altro, stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili mediante numeri interi, generalmente piccoli." . Esempio Queste due provette contengono diversi composti. Essi sono costituiti, tuttavia, dagli stessi elementi. Giallo = K2CrO4 Arancio = K2Cr2O7 © Paolo Abis

21 Legge delle proporzioni multiple
Come era in grado John Dalton di fare una tale dichiarazione? Supponiamo che i due palloni contengano due differnti ossidi di carbonio, che si sa che esistono. Troviamo il rapporto di massa per ogni composto. Avanti © Paolo Abis

22 Legge delle proporzioni multiple
L'analisi di questo composto mostra che vi sono g di ossigeno e di 12.0 g di carbonio. Calcoliamo il rapporto fra la massa di ossigeno e la massa di carbonio 16 g O 12 g C = 1.33 Risultato Continua © Paolo Abis

23 Legge delle proporzioni multiple
L’analisi per questo composto rileva g di ossigeno e 12.0 g di carbonio. Calcoliamo il rapporto fra la massa di ossigeno e la massa di carbonio Risultato 32 g O 12 g C = 2.66 Continue © Paolo Abis

24 Legge delle proporzioni multiple
Rapporto fra le masse 1.33 Rapporto fra le masse 2.66 2.66 1.33 Il rapporto di massa di uno è il doppio l'altro! A che cosa può essere dovuto questo risultato? = 2.00 Continua Che cosa possiamo dedurre da tali risultati? © Paolo Abis

25 Legge delle proporzioni multiple
Notiamo che la massa di carbonio in ogni campione è la stessa. Questo implica che c'è lo stesso numero di atomi di carbonio in ogni campione. Poiché la massa degli atomi di ossigeno raddoppia da un campione al successivo, anche il numero di atomi di ossigeno raddoppia? Se si assume che gli elementi nel primo composto si conìmbinano in rapporto 1:1 allora si può prevedere la cormula del secondo composto ?. Massa del Carbonio Massa dell’Ossigeno Formula 1 2 g 12 g 32 g 16 g CO CO2 Notiamo che il rapporto fra le masse dell’ossigeno nei due composti è 2 : 1! Continua © Paolo Abis

26 Legge delle proporzioni multiple
In conclusione, la Legge delle proporzioni multiple: Gli stessi elementi che formano un composto possono anche formare un altro composto . esempio: CO e CO2. Il rapporto di massa del primo composto paragonato al rapporto di massa del secondo composto sarà rappresentato da un numero intero. Le masse di un elemento che si combinano con una massa fissa di un altro elemento (in composti diversi) stanno fra loro in rapporto esprimibile da un numero intero. © Paolo Abis

27 A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo (SO3) con massa di g contiene 3.33 g di zolfo. A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo? B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ? C. Per una massa fissa di ossigeno in questo esempio, qual’è il più piccolo numero che esprime il rapporto fra la massa di zolfo nel diossido di zolfo e la massa dello zolfo nel triossido di zolfo ? Risultato Risultato Risultato © Paolo Abis

28 A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo (SO3) con massa di g contiene 3.33 g di zolfo. A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo? B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ? C. Per una massa fissa di ossigeno in questo esempio, qual’è il più piccolo numero che esprime il rapporto fra la massa di zolfo nel diossido di zolfo e la massa dello zolfo nel triossido di zolfo ? Risultato 10.00 g totali g Zolfo = g Ossigeno Risultato Risultato © Paolo Abis

29 A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo (SO3) con massa di g contiene 3.33 g di zolfo. A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo? B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ? C. Per una massa fissa di ossigeno in questo esempio, qual’è il più piccolo numero che esprime il rapporto fra la massa di zolfo nel diossido di zolfo e la massa dello zolfo nel triossido di zolfo ? Risultato Risultato 8.33 g totali g Zolfo = g Ossigeno Risultato © Paolo Abis

30 A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo (SO3) con massa di g contiene 3.33 g di zolfo. A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo? B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ? C. Per una massa fissa di ossigeno in questo esempio, qual’è il più piccolo numero che esprime il rapporto fra la massa di zolfo nel diossido di zolfo e la massa dello zolfo nel triossido di zolfo ? Risultato 10.00 g totali g Zolfo = g Ossigeno Risultato 8.33 g totali g Zolfo = g Ossigeno 5.00 g S / 3.33 g S = 1.5 / 1 cioè 3 / 2 Ricorda, 3 : 2 è il rapporto corretto perchè rappresenta il più piccolo rapporto fra interi. 1.5 : 1 non è un rapporto fra interi! Risultato © Paolo Abis

31 Riepilogando … Ossigeno Massa costante 5.00 g © Paolo Abis
PESO ATOMICO SO2 % GRAMMI SO3 ZOLFO 32 50.00 5.00 40.00 3.33 OSSIGENO 16 48 60.00 MASSA MOLECOLARE 64 100.00 10.00 80 8.33 Ossigeno Massa costante 5.00 g © Paolo Abis

32 Riepilogando … Ossigeno Massa costante 5.00 g Zolfo Massa variabile
PESO ATOMICO SO2 % GRAMMI SO3 ZOLFO 32 50.00 5.00 40.00 3.33 OSSIGENO 16 48 60.00 MASSA MOLECOLARE 64 100 10.00 80 8.33 Ossigeno Massa costante 5.00 g Zolfo Massa variabile 5.00 g / 3.33 g = 1,5 Esprimibile con un rapporto fra numeri interi 3/2 © Paolo Abis

33 Peso dell’ossigeno (g)
Riepilogando … Campione Peso dell’ossigeno (g) Peso dello Zolfo (g) Rapporto Zolfo-Zolfo 1 (10 g) 5,00 3 2 ( 8,33 g) 3,33 2 Ossigeno Massa costante 5.00 g Zolfo Massa variabile 5.00 g / 3.33 g = 1,5 Esprimibile con un rapporto fra numeri interi 3/2 © Paolo Abis

34 Teoria atomica John Dalton (1766-1844)
La Materia e’ composta da Atomi che non possono essere nè creati nè distrutti John Dalton ( ) © Paolo Abis

35 La teoria atomica di Dalton poggia su queste ipotesi:
1)- ogni forma di materia è costituita da atomi; gli atomi sono tutti inalterabili ed indivisibili; 2)- in una stessa sostanza ( elemento ) gli atomi sono tutti uguali; 3)- gli atomi di diversi elementi non sono uguali fra loro e non possiedono la stessa massa; 4)- le trasformazioni chimiche avvengono per unione o separazione di atomi tra di loro. © Paolo Abis

36 In definitiva … L’atomo è la più piccola quantità di un elemento che può essere presente nei composti soltanto come multiplo intero. Atomo : la più piccola particella di un elemento che, da sola o riunita in molecole, da luogo all’elemento stesso. Esistono elementi monoatomici : Gas nobili elio, neon, argon ecc. Elementi bi-atomioci: ossigeno, idrogeno, fluoro ecc. Elementi pluri-atomici : fosforo (P4), zolfo (S8) … © Paolo Abis

37 Le molecole Molecola : La più piccola particella di una sostanza che della sostanza stessa conserva tutte le proprietà. Le molecole sono costituite da atomi. Molecola dell’acqua Molecola del DNA © Paolo Abis

38 Macroscopico e microscopico
Una molecola possiede le proprietà chimiche dell’elemento o del composto da cui proviene, ma non ne possiede le proprietà fisiche. Non ha senso, infatti, parlare di punto di ebollizione o di punto di fusione riferiti ad una singola molecola. Le proprietà fisiche sono proprietà macroscopiche Le proprietà chimiche sono proprietà microscopiche © Paolo Abis