Lic. classico”A. D. Azuni” - Sassari
Prof. Paolo Abis
Le trasformazioni
chimiche e le leggi che
le governano
http://www.webalice.it/abitec/
Che cosa studia la chimica


La composizione della materia
Le trasformazioni della materia
Reazioni chimiche
prima
REAGENTI
© Paolo Abis
dopo
PRODOTTI
2
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
3
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
4
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
(1659-1734)
© Paolo Abis
Simbolo del Flogisto
5
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
6
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
7
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
8
Conservazione della Massa
 Antoine Lavoisier mostra
come la combustione non
e’ una perdita di flogisto,
ma una reazione chimica
con l’ossigeno.
 Enuncia il principio di
Antoine-Laurent Lavoisier
(1743-1794) e sua moglie
© Paolo Abis
conservazione della
massa:
 La Materia non viene nè
creata nè distrutta, ma
cambia solamente forma
9
(1743-1794, 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
© Paolo Abis
Una torta da 1 k g
La materia
non si crea,
non si distrugge,
si trasforma
10
Problema
Legge della
conservazione
della massa
© Paolo Abis
11
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
+
15 g
Reagenti
© Paolo Abis
B
13g
C
?g
+
D
9g
Prodotti
12
Soluzione
A
+
15 g
B
13g
C
?g
+
D
9g
Reagenti
Prodotti
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
13
Lavoisier (1743-1794)
“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
14
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
15
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
16
Legge delle proporzioni definite
Joseph Proust (1754 - 1826) ha trovato che "Il rapporto fra le
quantità in peso di due elementi che reagiscono per formare un
composto è costante." .
Esempio 1
Ci sono 50 grammi di una
sostanza chimica in questo tubo di
prova. L'analisi mostra che
contiene 26.36 g di cloro e 23.64
g di rame.
Qual’è il rapporto fra le masse del
cloro e del rame ?
quesito
26.36 g Cl = 1.12 g Cl
23.64 g Cu
1.00 g Cu
Per ogni grammo di rame nel composto
vi sono 1.12 g di cloro.
Continua
© Paolo Abis
17
Legge delle proporzioni definite
Joseph Proust (1754 - 1826) ha trovato che "Il rapporto fra le
quantità in peso di due elementi che reagiscono per formare un
composto è costante." .
Esempio 2
Ci sono 20 grammi di una
sostanza chimica in questo tubo di
prova. L'analisi mostra che
contiene 10.55 g di cloro e 9.45
g di rame.
Qual’è il rapporto fra le masse del
cloro e del rame ?
quesito
10.55 g Cl = 1.12 g Cl
9.45 g Cu
1.00 g Cu
Per ogni grammo di rame nel composto
vi sono 1.12 g di cloro.
Conclusioni
© Paolo Abis
18
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
19
Legge delle proporzioni multiple
John Dalton (1766 - 1844)
"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
20
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
21
Legge delle proporzioni multiple
L'analisi di questo composto mostra che vi sono
16.0 g di ossigeno e di 12.0 g di carbonio.
Calcoliamo il rapporto fra la massa di ossigeno e
la massa di carbonio
Risultato
16 g O
= 1.33
12 g C
Continua
© Paolo Abis
22
Legge delle proporzioni multiple
L’analisi per questo composto rileva 32.0 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
= 2.66
12 g C
Continue
© Paolo Abis
23
Legge delle proporzioni multiple
Rapporto fra le masse 1.33
Rapporto fra le masse 2.66
2.66 = 2.00
1.33
Il rapporto di massa di uno è il doppio l'altro! A che cosa
può essere dovuto questo risultato?
Continua
Che cosa possiamo dedurre da tali risultati?
© Paolo Abis
24
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
12g
16 g
CO
12 g
32 g
CO2
Formula
Notiamo che il rapporto fra le masse dell’ossigeno nei due composti è 2 : 1!
© Paolo Abis
Continua25
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
26
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di
10.00 g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo
(SO3) con massa di 8.33 g contiene 3.33 g di zolfo.
A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Risultato
B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ?
Risultato
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
© Paolo Abis
27
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di
10.00 g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo
(SO3) con massa di 8.33 g contiene 3.33 g di zolfo.
A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Risultato 10.00 g totali - 5.00 g Zolfo = 5.00 g Ossigeno
B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ?
Risultato
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
© Paolo Abis
28
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di
10.00 g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo
(SO3) con massa di 8.33 g contiene 3.33 g di zolfo.
A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Risultato
B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ?
Risultato 8.33 g totali - 3.33 g Zolfo = 5.00 g Ossigeno
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
© Paolo Abis
29
Per esempio il diossido di zolfo (SO2) con una massa di
10.00 g contiene 5.00 g di zolfo. Mentre il triossido di zolfo
(SO3) con massa di 8.33 g contiene 3.33 g di zolfo.
A. Quale è la massa di ossigeno nel campione diossido di zolfo?
Risultato 10.00 g totali - 5.00 g Zolfo = 5.00 g Ossigeno
B. Quale è la massa di ossigeno nel campione di triossido di zolfo ?
Risultato 8.33 g totali - 3.33 g Zolfo = 5.00 g Ossigeno
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 ?
5.00 g S / 3.33 g S = 1.5 / 1 cioè 3 / 2
Risultato Ricorda, 3 : 2 è il rapporto corretto perchè rappresenta il
più piccolo rapporto fra interi. 1.5 : 1 non è un rapporto
fra interi!
© Paolo Abis
30
Riepilogando …
PESO ATOMICO
SO2
%
GRAMMI
SO3
%
GRAMM
I
ZOLFO
32
32
50.00
5.00
32
40.00
3.33
OSSIGENO
16
32
50.00
5.00
48
60.00
5.00
64
100.00
10.00
80
100.0
0
8.33
MASSA MOLECOLARE
Ossigeno
© Paolo Abis
Massa costante
5.00 g
31
Riepilogando …
PESO ATOMICO
SO2
%
GRAMMI
SO3
%
GRAMMI
ZOLFO
32
32
50.00
5.00
32
40.00
3.33
OSSIGENO
16
32
50.00
5.00
48
60.00
5.00
64
100
10.00
80
100
8.33
MASSA MOLECOLARE
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
32
Riepilogando …
Campione
Peso
dell’ossigeno
(g)
Peso
dello Zolfo
(g)
Rapporto
Zolfo-Zolfo
1
(10 g)
5,00
5,00
3
2
( 8,33 g)
5,00
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
33
Teoria atomica
La Materia e’ composta da
Atomi che non possono
essere nè creati nè distrutti
John Dalton
(1766-1844)
© Paolo Abis
34
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
35
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
36
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
© Paolo Abis
Molecola del DNA
37
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
38