Autore: Vittorio Maceratesi

LA MASSA MOLARE

La massa molare (M) esprime la massa di una mole di particelle. La sua unità di misura è g/mol.

Una mole di particelle contiene 6,022×10²³ particelle conosciuto anche come Numero di Avogadro. Il concetto di mole può essere esteso ad atomi, molecole, ioni, composti ionici e altro.

Si può dimostrare che esiste una relazione tra massa molare e numero di massa e tra massa molare e massa atomica eelativa:

Per un isotopo la massa molare coincide con il numero di massa.
Per un elemento chimico, costituito da una miscela di isotopi, la massa molare coincide con la massa atomica relativa o peso atomico.

RELAZIONE TRA MASSA MOLARE E NUMERO DI MASSA

Esercizio svolto n.1

Determinale la massa in grammi di una mole dell’isotopo-16 dell’Ossigeno.

L’isotopo-16 dell’ossigeno è costituito da 8 protoni, 8 neutroni e 8 elettroni.
Il Numero Atomico (Z) è pari a 8, mentre il suo numero di massa è pari a 16.
Per un isotopo il Numero di Massa coincide con la massa atomica in unità di massa atomica (u).
Una mole di ¹⁶O contiene 6,022×10²³atomi di ¹⁶O.
Massa Atomica = 16 u/atomo x 6,022×10²³atomi = 9,63×10²⁴ u.
Massa ¹⁶O = 9,63×10²⁴ u x 1,66×10^-24 g/u = 16 g.
La massa molare di ¹⁶O è uguale a 16 g/mol.

Esercizio svolto n.2

Determinale la massa in grammi di una mole dell’isotopo-14 dell’Azoto.

L’isotopo-14 dell’azoto è costituito da 7 protoni, 7 neutroni e 7 elettroni.
Il numero atomico (Z) è pari a 7, mentre il suo numero di massa è pari a 14.
Per un isotopo, il numero di massa coincide con la massa atomica in Unità di Massa Atomica (u).
Una mole di ¹⁴N contiene 6,022×10²³atomi di ¹⁴N.
Massa Atomica = 14 u/atomo x 6,022×10²³atomi = 8,43×10²⁴ u.
Massa ¹⁴N = 8,43×10²⁴ u x 1,66×10^-24 g/u = 14 g.
La massa molare di ¹⁴N è uguale a 14 g/mol.

I risultati ottenuti da questi due esercizi sono stati per l’isotopo-16 dell’Ossigeno 16 g/mol, mentre per l’isotopo-14 dell’Azoto 14 g/mol. É pertanto dimostrata la correlazione tra il Numero di Massa dell’isotopo e la Massa Molare espressa in unità di grammi/mole.

La Massa Molare di un isotopo è pari al suo Numero di Massa espresso in unità di g/mol.

LA MASSA MOLARE DI UN ELEMENTO CHIMICO

Un elemento della tavola periodica è costituito da una serie di isotopi che hanno una diversa abbondanza in natura. L’isotopo-12 del carbonio si trova in una percentuale pari al 98,89%, l’isotopo-13 in percentuale pari all’1,11% mentre l’isotopo-14 è presente solo in piccolissime tracce.

Questo si riflette sul calcolo del peso atomico di un elemento, ottenuto dalla media ponderata dei singoli isotopi che lo costituiscono in accordo con la loro abbondanza in natura. Da tale calcolo è possibile ottenere la massa di un elemento della tavola periodica sotto forma di numero decimale.

Si può dimostrare come la massa molare di un elemento sia numericamente uguale alla suo peso atomico espresso in unità di grammi/mole.

DIMOSTRAZIONE:

Determinare la massa in g/mol di una mole dell’elemento cloro (Cl) sapendo che esso è costituito per 75,77% da ³⁵Cl e per un 24,23% da ³⁷Cl.

Per gli isotopi la massa molare coincide con il numero di massa.

³⁵Cl ha una massa molare di 35 g/mol.

³⁷Cl ha una massa molare di 37 g/mol.

Per determinare la massa molare dell’elemento è necessario fare la media ponderata delle masse molari dei singoli isotopi in accordo con la loro abbondanza relativa.

$\mathbf {M=\frac{35\times 75,77\;+\; 37\times 24,23}{100}= 35,45\; g/mol }$

Guardando la tavola periodica, si osserva come il valore numerico della Massa Molare coincida con quella del Peso Atomico. Questo è solitamente riportato sotto il simbolo dell’elemento chimico (Figura 1).

Figura 1 – Valore di massa atomica e di massa molare di un elemento nella tavola periodica

CONCETTI CHIAVE:

La massa molare esprime la massa in grammi di un numero di Avogadro di particelle.
La massa molare di una mole di un isotopo è uguale al suo numero di massa espresso in g/mol.
La massa molare di un elemento della tavola periodica è pari numericamente alla sua massa atomica relativa o peso atomico espressa in unità di g/mol.

LA MASSA ATOMICA RELATIVA

L’UNITÀ DI MASSA ATOMICA

La Massa Atomica esprime la somma delle masse delle particelle subatomiche che lo costituiscono. Risulta poco pratico calcolare la Massa Atomica di un elemento nelle unità di misura di grammo o kilogrammo considerando quanto piccola è la massa del protone, del neutrone e dell’elettrone.

Massa del protone: 1,673×10⁻²⁷ kg
Massa del neutrone: 1,675×10⁻²⁷ kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10⁻³¹ kg

La massa dell’elettrone è trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone.

Una nuova unità di misura è stata introdotta, chiamata unità di massa atomica o Dalton. Un’unità di massa atomica (u) o 1 Dalton (Da) corrisponde a 1/12 della massa a riposo dell’isotopo-12 del Carbonio. Il valore corrisponde a:

1 u = 1,66×10⁻²⁷ kg

Il valore di 1 u approssimabile alla massa di un singolo protone o di un singolo neutrone

Dal momento che il Numero di Massa esprime la somma di protoni e neutroni, e la massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile, la massa di un atomo è approssimabile al suo Numero di Massa espresso in Unità di Massa Atomica.

¹²C ha una massa di 12 u.

¹H ha una massa di 1 u.

⁷⁹Br ha una massa di 79 u.

CALCOLO DELLA MASSA ATOMICA RELATIVA

Per il calcolo della Massa Atomica Relativa di un elemento occorre tenere presente che ciascun elemento è presente sotto forma di una miscela di isotopi che hanno una diversa percentuale in natura.

L’elemento Bromo è costituito da una miscela di due isotopi:

⁷⁹Br con una Massa Atomica di 79 u presente in natura con un’abbondanza del 50,69%

⁸¹Br con una Massa Atomica di 81 u presente in natura con un’abbondanza del 49,31%

Se calcolassimo la media ponderata delle Masse Atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno, troveremmo la Massa Atomica Relativa o Peso Atomico.

$\mathbf{\frac{79\times 50,69\;+\; 81\times 49,31}{100}= 79,99\; u }$

Nella Tavola Periodica la Massa Atomica Relativa di un elemento è sempre riportata sotto forma di numero decimale in quanto tiene già conto dell’abbondanza relativa dei diversi isotopi che lo costituiscono (Figura 1).

Figura 1 – Rappresentazione della Massa Atomica Relativa in un elemento della Tavola Periodica

Concetti chiave:

L’Unità di Massa Atomica (u) è utilizzata per determinare la Massa Atomica di un atomo.
Il valore di una Unità di Massa Atomica è approssimabile a quella di un protone o di un neutrone.
La Massa Atomica di un isotopo è data dal suo Numero Atomico.
Per il calcolo della Massa Atomica Relativa occorre fare la media ponderata dei singoli isotopi che compongono l’elemento in accordo con la loro abbondanza in natura.

ESERCIZIO SVOLTO:

Dati i seguenti isotopi del Ferro e la loro abbondanza relativa, determinare il peso atomico dell’elemento Ferro.

⁵⁴Fe presente in natura con un’abbondanza del 5,82%

⁵⁶Fe presente in natura con un’abbondanza del 91,71%

⁵⁷Fe presente in natura con un’abbondanza del 2,19%

⁵⁸Fe presente in natura con un’abbondanza del 0,28%

Il peso atomico di un elemento è ottenuto calcolando la media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno.

Pertanto il calcolo è il seguente:

$\mathbf{\frac{54\times 5,82\;+\; 56\times 91,71\; + \;57\times 2,19\;+\; 58\times 0,28 }{100}= 55,91\; u }$

NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA

Gli atomi vengono identificati attraverso due numeri:

IL NUMERO ATOMICO (Z) che indica il numero di protoni;
IL NUMERO DI MASSA (A) che indica la somma di protoni e neutroni.

La differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO (A-Z) dà come risultato il numero di neutroni.

In Figura 1, in una rappresentazione schematica di un elemento chimico, il NUMERO ATOMICO (Z) è riportato in basso a sinistra, mentre il NUMERO DI MASSA (A) è riportato in alto a sinistra.

Figura 1 – Rappresentazione schematica del NUMERO ATOMICO (Z) e NUMERO DI MASSA (A)

Il numero atomico identifica in maniera unica un elemento chimico. Come mostrato in Figura 2, la tavola periodica è rappresentata da tante caselle consecutive, ciascuna contenente un elemento chimico raffigurato con una singola lettera (H, B, C, N, O, F, ecc.) o due lettere (Ca, Mg, Na, Li, Be, Hg, ecc.). La prima lettera è sempre riportata con la lettera maiuscola.

Figura 2 – Rappresentazione del numero atomico (Z) nella tavola periodica

Il numero atomico è sempre associato a UNO E UNO SOLO elemento chimico della tavola periodica. Costituisce l’impronta digitale dell’elemento.

All’Idrogeno è associato sempre e solo il Numero Atomico 1, all’Elio 2, al Litio 3, al Berillio 4, al Boro 5 e così via.

CONCETTI CHIAVE:

Il NUMERO DI MASSA (protoni + neutroni) è sempre riportato in alto a sinistra;
Il NUMERO ATOMICO (protoni) è sempre riportato in basso a sinistra;
Per ottenere il numero di neutroni è sufficiente calcolare la differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO.
A un elemento chimico è sempre associato un solo NUMERO ATOMICO.

ESERCIZIO SVOLTO:

Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni del seguente atomo:

Il numero atomico rappresenta il numero di protoni ed è riportato in basso a sinistra. p⁺= 6
Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. e^–= 6
(Numero di massa – Numero atomico)= Numero di neutroni. n = 12-6 = 6

LA STRUTTURA DELL’ATOMO

L’atomo è costituito da particelle subatomiche chiamate PROTONI, NEUTRONI ed ELETTRONI.

I protoni sono particelle subatomiche cariche positivamente;
I neutroni sono particelle subatomiche senza carica elettrica;
Gli elettroni sono particelle subatomiche cariche negativamente.

Come mostrato nella Figura 1 sottostante, un atomo è composto da un nucleo interno con protoni e neutroni, chiamati per questo anche nucleoni, con gli elettroni collocati esternamente.

Figura 1 – Rappresentazione della struttura atomica

Tutta la carica positiva è concentrata al centro dell’atomo mentre le cariche negative sono distribuite esternamente. Il ruolo dei neutroni (neutri elettricamente) è quello di aumentare la distanza tra i protoni ed evitare che le forze di repulsione protone-protone destabilizzino la struttura dell’atomo.

La massa delle particelle subatomiche risulta essere estremamente piccola:

Massa del protone: 1,673×10⁻²⁷ kg
Massa del neutrone: 1,675×10⁻²⁷ kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10⁻³¹ kg

I valori elencati indicano la trascuratezza della massa dell’elettrone confrontata a quella del protone e del neutrone. Da un calcolo più dettagliato risulta che la massa dell’elettrone è 1836 inferiore rispetto a quella delle altre due particelle subatomiche.

Anche la carica di una particella subatomica assume valori di ridotta entità:

Carica del protone: + 1,602×10⁻¹⁹ C
Carica del neutrone: 0 C
Carica dell’elettrone: – 1,602×10⁻¹⁹ C

La carica di un singolo protone è uguale a quella di un elettrone sebbene con valore opposto. Per convenzione, la carica di un singolo protone viene indicata come +1, mentre quella di un singolo elettrone come -1.

Nel suo insieme, l’atomo è elettricamente neutro. La carica positiva dei protoni nel nucleo viene neutralizzata dalla carica negativa degli elettroni fuori dal nucleo.

Se teniamo in considerazione che la carica di un protone uguaglia quella di un elettrone, si può facilmente dedurre che:

IN UN ATOMO NEUTRO IL NUMERO DI PROTONI UGUAGLIA ESATTAMENTE IL NUMERO DI ELETTRONI

CONCETTI CHIAVE:

Il nucleo di un atomo è costituito da protoni e neutroni. Gli elettroni sono collocati all’esterno del nucleo.
La massa di un elettrone è trascurabile comparata a quella del protone e del neutrone.
La carica di un singolo protone viene indicata come +1, quella di un singolo elettrone come -1.
In un atomo neutro il numero di protoni uguaglia esattamente il numero di elettroni.

INTRODUZIONE AGLI ACIDI E ALLE BASI

TEORIA DI ARRHENIUS

Il primo teorico sul comportamento degli acidi e delle basi fu il chimico svedese Svante August Arrhenius. Secondo la teoria di Arrhenius un acido era una specie chimica che posta in acqua era in grado di aumentare la concentrazione di ioni idrogeno (H⁺) mentre una base era una specie chimica che una volta posta in acqua era in grado di aumentare la concentrazione di ioni idrossido (OH^–).

In accordo con questa teoria, Acido Cloridrico (HCl), Acido Nitrico (HNO₃), Acido Acetico (CH₃COOH) sono acidi in quanto, dopo essere stati disciolti in acqua, liberano ioni H⁺.

Idrossido di Sodio (NaOH), Idrossido di Potassio (KOH) sono basi in quanto in grado di liberare in acqua ioni idrossido (OH^–).

Questa teoria presentava alcune limitazioni come il fatto di poter essere utilizzata solo per soluzioni acquose e di non riuscire a spiegare il comportamento acido di molecole come CO₂ o il comportamento basico dell’Ammoniaca (NH₃).

TEORIA DI LOWRY-BRONSTED

Una seconda teoria più generale fu sviluppata dal chimico britannico Thomas Martin Lowry e dal chimico danese Johannes Nicolaus Bronsted secondo cui un acido è una specie chimica in grado di cedere ioni H⁺, mentre una base era una specie chimica in grado di accettare ioni H⁺.

Si prenda in considerazione la seguente reazione:

HCl + H₂O → Cl^– + H₃O⁺

Secondo la teoria di Lowry-Bronsted, HCl è l’acido in quanto donatore di uno ione H⁺ all’acqua che a sua volta, accettando tale ione, si comporta da base.

Dalla reazione si forma Cl^– che può avere un comportamento basico e H₃O⁺(ione idronio) che a sua volta può avere un comportamento acido. Secondo la teoria di Lowry-Bronsted in ogni reazione acido-base si vengono a creare due coppie acido-base coniugate.

Si prenda in considerazione la seguente reazione:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Secondo la teoria di Lowry-Bronsted, l’Acqua ha comportamento acido in quanto donatore di uno ione idrogeno all’Ammoniaca (NH₃) che a sua volta, accettando tale ione, si comporta da base.

Nella precedente reazione l’Acqua costituiva la base, in questa invece ha un comportamento acido. Sostanze come l’Acqua, in grado di comportarsi sia da acido che da base, si dicono anfotere o anfiprotiche.

TEORIA DI LEWIS

Una terza teoria fu quella sviluppata da Gilbert Newton Lewis secondo cui un acido è un accettore di elettroni mentre una base è un donatore di elettroni.

Secondo questa teoria qualsiasi nucleofilo è una potenziale base e ogni specie elettrofila è un potenziale acido.

Si prenda l’esempio dell’Ammoniaca. Secondo la teoria di Lowry-Bronsted. questa molecola poteva essere inserita nella categoria delle basi in quanto accettore di un protone.

La struttura di NH₃ presenta tre orbitali ibridi sp³ impegnati a formare altrettanti legami con tre atomi di Idrogeno, mentre un quarto orbitale sp³contiene una coppia di elettroni non impegnati nel legame (Figura 1).

Figura 1 – Rappresentazione della struttura dell’Ammoniaca

Questi due elettroni di non legame possono essere donati a uno ione H⁺ per formare lo ione NH₄⁺.

TEORIE A CONFRONTO

La teoria di Lewis non contrasta con quella di Lowry-Bronsted in quanto specie come HCl, CH₃COOH, HNO₃ sono donatori di ioni H⁺ che rappresentano gli accettori di elettroni per eccellenza.

Specie come NH₃, H₂O, OH^– sono accettori di ioni H⁺ (base di Lowry-Bronsted) e donatori di elettroni tramite i doppietti di non legame di Azoto e Ossigeno (base di Lewis).

Un acido di Lewis è anche un acido di Lowry-Bronsted, una base di Lewis è anche una base di Lowry-Bronsted.

La definizione di acido e base di Lewis rappresenta un estensione alla teoria di Lowry-Bronsted considerando acide anche sostanze come AlCl₃, BF₃e BH₃non in grado di donare ioni H⁺. La struttura di queste molecole (Figura 2) è caratterizzata da tre orbitali ibridi sp² impegnati in altrettanti legami e un orbitale p vuoto in grado di accettare elettroni.

Figura 2 – Rappresentazione della struttura del Borano

CONCETTI CHIAVE:

Secondo la Teoria di Arrhenius un acido è una sostanza che una volta disciolta in acqua incrementa la concentrazione di ioni H⁺, mentre una base una sostanza una sostanza in grado di aumentare la concentrazione di ioni OH^–.
Secondo la Teoria di Lowry-Bronsted un acido è un donatore di ioni H⁺, mentre una base è un accettore di ioni H⁺.
Secondo la Teoria di Lewis un acido è un accettore di elettroni, mentre una base è un donatore di elettroni.
Un acido di Lewis è anche un acido di Lowry-Bronsted, una base di Lewis è anche una base di Lowry-Bronsted.

LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI

Una soluzione si compone di un solvente e di un soluto. Il soluto è il componente presente in minore quantità mentre il solvente quello presente in misura prevalente.

La quantità di soluto presente in una certa quantità di solvente descrive la concentrazione della soluzione.

Per esprimere la concentrazione di una soluzione esistono diverse grandezze fisiche:

Molarità o Concentrazione Molare.
Percentuale in massa.
Percentuale in volume.
Percentuale massa su volume.
Molalità o Concentrazione Molale.
Frazione molare.
Normalità.

Molarità o Concentrazione Molare (M)

La molarità o concentrazione molare esprime il numero di moli di soluto nel volume di soluzione.

L’unità di misura è mol/L.

$\boldsymbol{M=\frac{n \;moli\; di\; soluto \;(moli)}{V\; di\; soluzione \;(L)}}$

Percentuale in massa (% m/m)

La percentuale in massa esprime il rapporto tra la massa di soluto e la massa di soluzione.

Il risultato è un numero percentuale.

$\boldsymbol{\%\;m/m=\frac{Massa \; di\; soluto\;(g) }{Massa\; di\; soluzione \;(g)}\times100}$

Percentuale in volume (% V/V)

La percentuale in volume esprime il rapporto tra il volume di soluto rispetto al volume di soluzione.

Il risultato è un numero percentuale.

$\boldsymbol{\%\;V/V=\frac{Volume \; di\; soluto\;(ml) }{Volume\; di\; soluzione \;(ml)}\times100}$

Percentuale massa su volume (% m/V)

La percentuale massa su volume è una grandezza che quantifica la massa di soluto presente in un volume di soluzione.

Il risultato è un numero percentuale.

$\boldsymbol{\%\;m/V=\frac{Massa \; di\; soluto\;(g) }{Volume\; di\; soluzione \;(ml)}\times100}$

Molalità o Concentrazione Molale (m)

La molalità o concentrazione molale esprime il numero di moli di soluto rispetto alla massa di solvente puro.

L’unità di misura è mol/Kg.

$\boldsymbol{m=\frac{n \; moli \; di\; soluto\;(moli) }{Massa\; di\; solvente \;(Kg)}}$

Frazione molare

In una soluzione costituita da due componenti “a” e “b” la frazione molare del componente “a” si esprime con il rapporto tra il numero di moli di “a” rispetto alla somma delle moli di tutti componenti.

$\boldsymbol{m=\frac{n\; moli \; di\; "a"\;(moli) }{n\; moli \;di\; "a" \; + \; n\; moli \;di\; "b"(moli)}}$

La frazione molare è un numero adimensionale compreso tra 0 e 1. La somma delle frazioni molari di tutti i componenti presenti in soluzione è sempre uguale a 1.

Moltiplicando per 100 la frazione molare del componente “a” si ottiene la percentuale molare.

Normalità

La normalità esprime il numero di equivalenti di soluto rispetto al volume di soluzione.

L’unità di misura è eq/L.

$\boldsymbol{m=\frac{n \; equivalenti \; di\; soluto\;(eq) }{Volume\; di\; soluzione \;(L)}}$

Esercizio svolto

Determinare la molarità e la percentuale massa su volume di una soluzione ottenuta sciogliendo 5 g esatti di NaCl in 2 litri d’acqua. Si assuma che l’aggiunta di sale non provochi alcun aumento di volume.

Per calcolare la molarità occorre determinare il numero di moli presenti in 5 grammi di NaCl.

Il sodio (Na) ha una massa molare pari a 22,99 g/mol, mentre il cloro (Cl) 35,45 g/mol.

$\boldsymbol{n\; moli=\frac{5,00 \;g}{(22,99\; + \; 35,45)\; g/mol }=0,086\;moli}$

A questo punto, conoscendo il volume della soluzione, è possibile ottenere la concentrazione molare:

$\boldsymbol{M=\frac{n\; moli \;NaCl}{Volume\;di \;soluzione \;(L) }= \frac{0,086\; moli}{2,00\;L }=0,043\;moli/L}$

Il calcolo della percentuale massa su volume prevede la conoscenza della quantità di soluto in unità di grammi e il volume di soluzione in unità di ml.

$\boldsymbol{\%\;m/V=\frac{5,00 \; g}{2000\; ml}\times100=0,25\;\%}$

LE SOLUZIONI

Una soluzione è un miscuglio omogeneo di due o più componenti presenti in proporzioni variabili. In una soluzione, i singoli componenti non risultano più distinguibili e sono presenti nella medesima composizione in ogni punto.

Le soluzioni possono essere:

Gassose: una miscela di due gas come ossigeno e azoto mescolati tra loro in maniera omogenea.
Liquide: come un gas disciolto in un liquido (N₂ in acqua), due liquidi come etanolo e acqua perfettamente mescolati, o un solido disciolto in un liquido come NaCl in acqua.
Solide: come una miscela di due metalli a formare una lega, o un liquido sciolto in un solido.

In una soluzione il componente presente in minore quantità prende il nome di soluto, mentre il componente in maggiore quantità solvente. Il solvente è anche il componente che si trova nella stessa fase della soluzione finale.

Esempio:

Quando sciolgo del sale nell’acqua, il soluto (NaCl) si trova inizialmente in fase solida mentre il solvente è in fase liquida. La soluzione finale sarà una soluzione liquida costituita da acqua con del sale disciolto al suo interno.

Tutte le sostanze si miscelano spontaneamente?

Si consideri una scatola con all’interno due gas separati da un setto. Una volta rimosso il setto, il mescolamento avviene in maniera spontanea a causa del moto disordinato delle molecole (Figura 1). Una volta che il mescolamento è completato, non vi è alcuna possibilità che i gas tornino al loro stato iniziale. Una delle forze motrici presenti in natura e che vale anche per il mescolamento è l’evolversi di tutti i sistemi verso lo stato con maggiore probabilità o lo stato di maggiore entropia.

Figura 1 – Mescolamento spontaneo di due gas una volta rimosse tutte le barriere

Prendiamo in considerazione due specie in fase liquida come etanolo e tetracloruro di carbonio.

Figura 2 – Rappresentazione delle molecole di etanolo (sinistra) e tetracloruro di carbonio (destra).

Come riportato in Figura 2, nella molecola di etanolo è presente un momento di dipolo. I legami a idrogeno rendono le interazioni etanolo-etanolo più forte rispetto a quelle tetracloruro di carbonio-tetracloruro di carbonio, caratterizzate da deboli forze di London.

Per avere un perfetto miscelamento è necessario dapprima che le molecole di soluto si separino l’una dall’altra così come le molecole di solvente. Successivamente, le interazioni soluto-soluto e solvente-solvente devono essere rimpiazzate da interazioni solvente-soluto. Ma questo è possibile solo se il livello di interazione solvente-soluto sia della stessa entità di quello solvente-solvente e soluto-soluto.

Nel caso specifico, una molecola di etanolo si ricombinerà più facilmente con un’altra molecola di Etanolo in quanto in grado di formare un legame più stabile. Pertanto, è possibile concludere il mescolamento è solo tra specie aventi simili livelli di polarità. In poche parole, il simile scioglie il simile.

Acqua-etanolo rappresentano un sistema ideale in quanto l’interazione etanolo-acqua è simile all’interazione tra due molecole di acqua e due molecole di etanolo. Entrambe le molecole presentano momento di dipolo e sono in grado di formare legami a idrogeno.

Un altro esempio di sistema ideale è quello benzene-tetracloruro di carbonio in cui entrambe le molecole interagiscono l’una con l’altra con deboli forze di London.

Il processo di mescolamento spontaneo di due diversi composti è possibile qualora il livello di interazione tra le molecole della medesima specie è uguale al livello d’interazione tra molecole di specie differenti.

EQUILIBRIO CHIMICO

L’equilibrio chimico è una condizione che viene raggiunta quando la velocità della reazione diretta eguaglia la velocità della reazione inversa.

Reazione diretta e reazione inversa

Si consideri la seguente reazione:

aA + bB ⇄ rR + sS

A, B, R, S sono le specie chimiche che partecipano alla reazione.

a, b, r, s sono i coefficienti stechiometrici della reazione.

Al tempo zero (t₀) nel sistema di reazione sono presenti solo le specie A e B. Al procedere della reazione, i reagenti vengono convertiti in prodotti e il numero di molecole A e B diminuisce, mentre il numero di molecole R e S aumenta (Figura 1).

Figura 1 – Conversione dei reagenti in prodotti al variare del tempo

All’aumentare della concentrazione dei prodotti, prende forma la reazione inversa, ovvero la conversione dei prodotti R e S nei reagenti A e B.

Condizione di equilibrio chimico

La velocità della reazione diretta è massima a t₀quando nel sistema sono presenti solo i reagenti A e B, e diminuisce progressivamente al calare della loro concentrazione.

La velocità della reazione inversa è nulla a t₀quando non sono presenti i prodotti R e S e aumenta nel tempo al crescere della loro concentrazione.

Come illustrato in Figura 2, si arriva a una condizione di equilibrio quando la velocità con cui A e B si convertono in R e S (reazione diretta) eguaglia la velocità con cui R e S si trasformano in A e B (reazione inversa).

Nell’unità di tempo, il numero di molecole di reagenti che si convertono in prodotti è uguale a quelle di prodotti che si convertono in reagenti.

Figura 2 – Andamento della velocità diretta e inversa di reazione al variare del tempo

Una volta raggiunta la condizione di equilibrio, la concentrazione dei reagenti e dei prodotti rimane costante nel tempo (Figura 3).

A livello macroscopico il sistema non subisce variazioni e agli occhi di un osservatore esterno può sembrare che la reazione si sia arrestata. Nella realtà, le reazioni dirette e inverse avvengono, ma non si osservano variazioni fisiche in virtù della medesima velocità con cui queste procedono.

Figura 3 – Andamento della concentrazione dei reagenti e prodotti al variare del tempo

PRESTARE ATTENZIONE:

Il raggiungimento dell’equilibrio chimico non implica necessariamente che le concentrazioni di reagenti e prodotti siano tra loro uguali. Alcune reazioni hanno un equilibrio fortemente spostato verso i reagenti e al raggiungimento dell’equilibrio, nel sistema sono presenti molte più molecole di reagenti rispetto a quelle dei prodotti. Altre reazioni hanno invece un equilibrio più spostato verso i prodotti e all’equilibrio, sono presenti molte più molecole di prodotto rispetto a quelle di reagente.

Reazioni reversibili e reazioni quantitative

Si prenda la reazione:

aA + bB ⇄ cC + dD

La reazione è stata scritta con la doppia freccia. Questa simbologia viene utilizzata per reazioni che raggiungono l’equilibrio anche dette REAZIONI REVERSIBILI.

Non tutte le reazioni sono però in grado di raggiungere un equilibrio. In alcuni casi, al termine della reazione, vi è un consumo completo dei reagenti. Queste tipologie di reazione si definiscono A COMPLETAMENTO o QUANTITATIVE e si scrivono con il simbolo della singola freccia.

aA + bB → cC + dD

CONCETTI CHIAVE:

La condizione d’equilibrio chimico viene raggiunta quando le velocità della reazione diretta e inversa sono tra loro uguali.
Una volta raggiunto l’equilibrio, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono inalterate.
Le reazioni all’equilibrio vengono scritte con il simbolo della doppia freccia.
Le reazioni quantitative vengono scritte solo con una freccia.

LA MOLE

La mole esprime l’unità di misura della quantità di sostanza e rappresenta la quantità di materia presente in 6,022×10²³ particelle, atomi o molecole.

La massa di un atomo è definita dal numero di particelle subatomiche che lo costituisce. Queste risultano estremamente piccole con valori difficilmente quantificabili nel mondo macroscopico:

Massa del protone: 1,673×10⁻²⁷ kg
Massa del neutrone: 1,675×10⁻²⁷ kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10⁻³¹ kg

La massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile se paragonata a quella del protone e del neutrone.

Su scala di laboratorio è impossibile riuscire a pesare masse di così esiguo valore. Per questo motivo, si è resa necessaria la quantificazione della materia non più in singole unità di atomi ma in valori discreti. Questo significa che una volta di fronte alla bilancia di laboratorio, non si pesa il singolo atomo di Potassio ma un “pacchetto” di atomi di Potassio.

Questo valore discreto è stato quantificato in 6,022×10²³unità conosciuto anche come numero di Avogadro. Questo numero di atomi di Potassio rappresenta una mole di atomi di potassio. La mole rappresenta lo snodo fondamentale per passare dal mondo microscopico al mondo macroscopico.

Se si prendono 6,022×10²³atomi di ¹²C, si scopre che questi pesano esattamente 12,0 grammi. Per questo motivo si può definire la mole come l’unità di misura della quantità di sostanza pari al numero di atomi di Carbonio presenti in 12,0 g esatti dell’isotopo-12 del Carbonio.

Il concetto di mole non è solo limitato agli atomi ma può essere esteso anche alle molecole, ai composti ionici e altro.

Una mole di molecole d’acqua contiene esattamente 6,022×10²³ molecole di H₂O.
Una mole di ioni Li⁺ contiene esattamente 6,022×10²³ ioni Li⁺.
Una mole di atomi di uranio contiene esattamente 6,022×10²³ atomi di Uranio.

CONCETTI CHIAVE:

Una mole di particelle è uguale a 6,022×10²³ particelle.
6,022×10²³ si chiama numero di Avogadro.
Il concetto di mole può essere esteso ad atomi, molecole, ioni, composti ionici e altro.

ESERCIZIO SVOLTO:

Determinare il numero di atomi di cloro (Cl) presenti in 0,400 moli di CaCl₂.

Ogni molecola di CaCl₂ è costituita da 1 atomo di calcio (Ca) e 2 atomi di cloro (Cl).

Pertanto, il numero di atomi di Cl è doppio rispetto al numero di molecole di CaCl₂.

Il numero di molecole di CaCl₂ è pari a:

0,400 moli x 6,022×10²³ molecole/mol = 2,409×10²³ molecole di CaCl₂

n° atomi Cl = 2 x 2,409×10²³= 4,818×10²³

Calcolo del numero d’ossidazione (Esercizio 20)

NaBH₄

Il composto nel suo complesso è elettricamente neutro.

Il Sodio (Na), essendo un elemento del Gruppo IA, ha stato d’ossidazione uguale a +1.

Guardando la Tavola Periodica si osserva che i numeri di ossidazione del Boro (B) sono tutti positivi e nello specifico sono +1, +2, +3.

Dal momento che Sodio e Boro hanno numeri d’ossidazione positivi, per avere un composto elettricamente neutro, l’Idrogeno (H) deve avere stato d’ossidazione negativo. L’unico stato d’ossidazione negativo dell’Idrogeno è -1, che moltiplicato per i quattro atomi d’Idrogeno presenti, dà come risultato -4.

Affinché il composto sia elettricamente neutro, il Boro deve avere stato d’ossidazione +3.

Calcolo della carica complessiva: 1 x (+1) + 1 x (+3) + 4 x (-1) = 0

Soluzione:

Numero d’ossidazione Na = +1

Numero d’ossidazione B = +3

Numero d’ossidazione H = -1