Chimica per il liceo/Le leggi ponderali delle reazioni chimiche


Le leggi ponderali delle reazioni chimicheModifica

Le teoria atomica e le leggi ponderaliModifica

 
John Dalton

Dalla teoria proposta da Dalton abbiamo appreso che:

  • la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili;
  • tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno lo stesso numero atomico;
  • gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento;
  • gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, soltanto con numeri interi di atomi di altri elementi;
  • gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all'altro.

Gli elementi sono costituiti da atomi che hanno identiche proprietà chimiche. Una molecola è un raggruppamento di due o più atomi, legati tra loro, che ha proprietà chimiche caratteristiche.

Gli atomi con cariche positive vengono detti ioni positivi o cationi, per esempio, Na+.  Gli atomi con cariche negative vengono detti ioni negativi o anioni, per esempio, Cl-. I composti ionici (come i sali) sono formati da cationi e anioni legati insieme

Ogni molecola è rappresentata da una formula chimica che specifica la composizione della sostanza.

 La formula bruta, o grezza, di una molecola indica da quali e quanti elementi essa è costituita (per esempio, CH4, NH3, CO2 ecc.).

Trasformazioni fisiche e chimicheModifica

Le trasformazioni fisiche provocano un cambiamento fisico reversibile della materia e non producono nuove sostanze come ad esempio la fusione del ghiaccio oppure l’ebollizione dell’acqua.

Le reazioni (trasformazioni) chimiche comportano la formazione di nuove sostanze, con proprietà anche molto diverse da quelle dei materiali originari come ad esempio il metano che brucia nel fornello di casa quando prepariamo da mangiare. Durante una trasformazione chimica le sostanze originarie, dette reagenti, si riorganizzano al livello microscopico per formare nuove specie chimiche, i prodotti

                  REAGENTI → PRODOTTI

In alcuni casi le reazione è ben visibile poiché cambiano delle caratteristiche tangibili ad esempio il colore, possono formarsi dei solidi, può cambiare odore.

Ad esempio supponiamo di avere a disposizione del carbonio C e di farlo reagire con l’O2 presente nell’aria. questa è una reazione piuttosto comune che si schematizza in questo modo:

 
Reazione tra carbonio e ossigeno

 

il Carbonio, un solido nero reagisce con l’ossigeno producendo anidride carbonica CO2, un gas, e calore. Questa non è una reazione banale, l’utilizzo del carbon fossile ha consentito lo sviluppo dell'era industriale… La fine dell’età del carbon fossile non è stata determinata dall'esaurirsi delle miniere di carbone, ma perché si sono trovati combustibili più versatili e meno inquinanti. Questo lascia supporre che l’età del petrolio attuale non finirà perché finirà il petrolio, ma probabilmente si useranno nuove tecnologie, l’elettrico a quanto pare.

Ritorniamo alla reazione

 

i reagenti C e O2 tra di loro reagiscono, cioè i loro atomi si sistemano in modo differente rompendo legami preesistenti e formandone di nuovi.

I prodotti formati non hanno alcuna somiglianza con i reagenti, sono sostanze con caratteristiche assolutamente differenti. L’unica relazione tra reagenti e prodotti è rappresentata dalle leggi ponderali.

  1. legge di conservazione della massa, o legge di Lavoisier
  2. legge delle proporzioni definite, o legge di Proust
  3. legge delle proporzioni multiple, o legge di Dalton

Legge della conservazione della massa (legge di Lavoisier)Modifica

Enunciato: in una reazione chimica, la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

La legge della conservazione della massa esprime un concetto comune a tutte le scienze, la massa non può variare. In una qualsiasi reazione la somma delle masse prima e dopo la reazione rimane invariata.

 
Reazione di combustione del metano. Prima della reazione si notano 4 atomi di idrogeno, 1 di carbonio e 4 di ossigeno. Dopo la reazione il numero non cambia. Quindi la massa è invariata.

Esempio 1Modifica

Se si fanno reagire 56 g di Fe con 70 g di Cl2 quanti grammi di cloruro ferrico si formano?

 

E' ovvio che in base alla legge appena enunciata si formeranno 126 g di FeCl2.

Esempio 2Modifica

Scaldando del carbonato di calcio CaCO3 avviene la seguente reazione:

 

se si scaldano 50 g di CaCO3 il residuo di CaO, ossido di calcio, è di 28 g. Quanta CO2 si è formata?

E’ ovvio che si volatilizzano 22 g di anidride carbonica CO2: 50 - 28 = 22.

Questa legge fondamentale deve tuttavia essere rivista alla luce della legge delle proporzioni definite

Legge delle proporzioni definite (legge di Proust)Modifica

Enunciati:

  1. In un composto chimico, sostanza pura,  gli elementi che lo costituiscono sono sempre presenti secondo rapporti in massa definiti e costanti.
  2. Quando due o più elementi reagiscono per formare un determinato composto (sostanza pura), si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti.

Questa legge pone dei vincoli, cioè i composti chimici sono formati da due o più elementi ma le proporzioni in peso tra gli elementi sono sempre uguali per uno stesso composto. Quindi, quando si vuole preparare un composto, non si possono far reagire delle quantità di sostanze a piacere: le masse dei reagenti devono rispettare dei rapporti di massa ben precisi.

Esempio 1Modifica

Per comprendere questa legge proviamo a fare un esempio: se poniamo di voler far reagire del calcio Ca, con del cloro Cl2 noteremo che per ogni 40 g di Ca reagiscono sempre 71 g di Cl. Se ad esempio  proviamo a far reagire 10 g di Ca reagiranno 18.5 g di Cl2. questi numeri ci dicono che le proporzioni con cui avviene questa reazione è sempre 40 g di Ca e 71 g di Cl2

 

Esempio 2Modifica

 
Anidride carbonica

data la seguente reazione

 2

sapendo che 12 g di carbonio reagiscono sempre con 32 g di O2, con 3 g di C quanti g di O2 reagiscono?

A.16

B. 32

C. 8

D.15

la risposta corretta è la C. Infatti per rispettare la proporzione

12 : 32 = 3 : massa O2

massa O2 = 32 · 3/12 = 8 g

La risposta in questo caso si presta ad essere immediata, infatti se consideriamo i due valori delle masse del carbonio carbonio 12 e 3, 3 si ottiene dividendo 12 per 4, quindi la stessa operazione devo farla per la massa di O2, cioè 32/4 = 8.

 
Il carbonato di sodio

Esempio 3Modifica

Sapendo che nel composto ternario Na2CO3 , carbonato di sodio, il rapporto di combinazione tra sodio, carbonio e ossigeno è

mNa : mC : mO = 64 : 12 : 48

determinare la massa di carbonio e di ossigeno necessari a combinarsi con 2,0 grammi di sodio

Per determinare la massa di carbonio necessari si deve tener presente che il rapporto tra sodio e carbonio è 64 : 12. A questo punto o si può impostare una proporzione del tipo:

64 : 12 = 2,0 : gr di C       Da cui ricavo la massa di C = 2,0∙12/64 = 0,375 g

Legge delle proporzioni multiple (legge di Dalton)Modifica

Quando due elementi si combinano tra loro per formare dei composti diversi, la stessa quantità di un elemento si combina con quantità multiple dell'altro che stanno tra loro in rapporti esprimibili da numeri piccoli e interi. Questo è un modo per enunciare la legge di Dalton o delle proporzioni multiple.

 
Il monossido di carbonio
 
L'anidride carbonica

EsempioModifica

Un elemento, ad esempio il carbonio C, può reagire con ossigeno in due modi differenti, cioè:

 

oppure

 

la prima reazione avviene quando il carbonio si combina con ossigeno in ambienti areati ricchi di O2, producendo l’innocua anidride carbonica.

La seconda reazione avviene quando il carbonio si combina con ossigeno in ambienti chiusi e poveri di O2 producendo un gas, monossido di carbonio, molto pericoloso e causa di molti incidenti domestici.

Le due reazioni sono ovviamente differenti, quindi sono differenti le proporzioni,

Nella prima reazione 12 gr di C reagiscono con 32 gr di O2. Nella seconda reazione 24 gr di C reagiscono con 32 gr di O2. Le due masse di carbonio quindi stanno tra loro in un rapporto di 1 : 2, esprimibile con numeri interi e piccoli.

Attività e materialiModifica

Esercizi

Laboratorio 1: dimostrazione della legge di Lavoisier