Valitutti, Tifi, Gentile La chimica della Natura © Zanichelli editore 2011
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7. La chimica
dell’acqua
7.1 La molecola
dell’acqua è polare
L’acqua e la Terra • 1
•
L’acqua è la sostanza che più
caratterizza il nostro Pianeta tra tutti
quelli del Sistema Solare.
•
Dalle sue proprietà fisiche e
chimiche dipendono moltissimi
fenomeni naturali.
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4
L’acqua e la Terra • 2
•
Ad esempio, i fenomeni meteorologici,
l’erosione delle rocce, tutti i fenomeni
che interessano gli esseri viventi…
•
Per comprendere le sue incredibili
proprietà analizziamo anzitutto le
caratteristiche della sua molecola.
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5
Molecole polari e apolari • 1
I legami O-H sono covalenti polari.
Infatti, l’ossigeno attira fortemente gli
elettroni di legame, spostando la loro
carica negativa su di sé, mentre
sugli atomi di idrogeno si accumula
una parziale carica positiva. La
distribuzione asimmetrica della carica
elettrica rende la molecola polare.
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Molecole polari e apolari • 2
La polarità di una molecola dipende sia dalla presenza di
legami covalenti polari sia dalla geometria della
molecola. Ad esempio CO2 è apolare perché i due dipoli,
nella struttura lineare, si annullano a vicenda.
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7
Molecole polari e apolari • 3
Il CHCl3 (cloroformio) risulta polare per la diversa polarità
dei legami C-H e C-Cl. Nella struttura tetraedrica di CCl4
invece i dipoli si annullano.
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7.2 Tra molecole
d’acqua si forma il
legame a idrogeno
Il legame a idrogeno • 1
•
L’acqua allo stato di vapore è
costituita da molecole tutte uguali.
•
Immaginiamo di avvicinare sempre
di più fra loro queste molecole. Come
si orienteranno una rispetto all’altra?
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10
Il legame a idrogeno • 2
•
La presenza di cariche parziali
positive sugli atomi H e negative sugli
atomi O fa orientare le molecole in
modo che siano più efficaci le
attrazioni elettrostatiche.
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Il legame a idrogeno • 3
•
Quando le molecole di acqua sono
sufficientemente vicine tra esse si
forma un legame a idrogeno, un
particolare esempio di legame
intermolecolare.
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Il legame a idrogeno • 4
Notiamo che, oltre ad essere un dipolo elettrico, H2O ha
due coppie elettroniche libere localizzate sull’ossigeno.
Coppie elettroniche libere
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Il legame a idrogeno • 5
Gli atomi O–H···O
sono allineati
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14
Il legame a idrogeno • 6
•
Nel legame a idrogeno gli atomi
O–H···O devono essere allineati.
•
Le molecole legate da legami a
idrogeno sono costrette a orientarsi e
distanziarsi per rispettare la
geometria del legame.
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Il legame a idrogeno • 7
•
La stragrande maggioranza delle
proprietà dell’acqua deriva dalla sua
polarità e dalla presenza del legame a
idrogeno.
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Il legame a idrogeno • 8
•
Il legame a idrogeno esiste anche per
altre molecole, in cui H è legato ad un
non metallo di dimensioni piccole
che attrae fortemente gli elettroni di
legame e con una coppia elettronica
libera (N, O, F).
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7.3 L’acqua ha un
comportamento
peculiare: proprietà
fisiche
Struttura cristallina • 1
•
Allo stato solido le molecole
occupano posizioni geometriche molto
precise, in un’impalcatura
tridimensionale stabile chiamata
reticolo cristallino.
Autore, Autore, AutoreTitolo © Zanichelli editore 2009
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Struttura cristallina • 2
Allo stato solido le
molecole dell’acqua
sono orientate in
modo che i legami a
idrogeno siano tutti
presenti e trattengano
le molecole a una
distanza ottimale.
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Stato liquido • 1
•
Nello stato liquido la disposizione
delle molecole è disordinata, quasi
come nel vapore, le molecole hanno
elevata mobilità e si scambiano di
posto frequentemente.
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Stato liquido • 2
•
Nel liquido, come nel solido, il numero
di molecole per unità di volume è
molto elevato (liquidi e solidi sono
considerati pressoché incomprimibili).
•
Il numero di legami idrogeno è però
molto minore che nel solido.
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Acqua liquida e ghiaccio • 1
•
La formazione di legami a idrogeno
comporta un allontanamento delle
molecole d’acqua passando allo stato
solido.
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Acqua liquida e ghiaccio • 2
•
A differenza di quanto avviene per la
maggior parte dei materiali, la densità
dell’acqua solida (ghiaccio) è quindi
minore di quella dell’acqua liquida.
•
La massima densità dell’acqua è a
4°C.
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Acqua liquida e ghiaccio • 3
Questo fenomeno è di
incredibile importanza per la
vita. È possibile vivere negli
oceani sotto la calotta
polare, e negli abissi
oceanici la temperatura
rimane sempre superiore a
0°C.
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Acqua liquida e vapore
•
Per passare allo stato aeriforme si
devono spezzare tutti i legami a
idrogeno. Questo avviene a una
temperatura molto elevata (100°C),
quando le molecole hanno sufficiente
energia cinetica.
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Calore specifico • 1
L’acqua è liquida tra 0° e
100°C, un intervallo di
temperatura molto grande.
Infatti la superficie del globo
terrestre è occupata per più di
due terzi da oceani, e la
maggior parte dei fenomeni
chimici naturali avviene in
ambiente acquoso.
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Calore specifico • 2
•
Per raggiungere la temperatura di
100 °C l’acqua deve assorbire
un’elevata quantità di calore.
•
1 kg d’acqua per aumentare di un
grado la sua temperatura deve
assorbire 1 kilocaloria (4,184 J).
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Calore specifico • 3
Il calore specifico è la quantità
di energia che deve assorbire
(o cedere) 1 kg di materiale per
aumentare (o diminuire) di 1 K
la sua temperatura.
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Calore specifico • 4
•
Mettiamo un pentolino d’acqua sul
fuoco. Dopo alcuni secondi:
–
Se tocchiamo il metallo ci bruciamo: il metallo ha
un basso calore specifico (conduce il calore);
–
L’acqua, è ancora fredda: l’acqua ha un elevato
calore specifico (è un isolante termico).
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Calore specifico • 5
•
Dall’elevato calore specifico
dell’acqua deriva l’azione mitigatrice
dei climi delle località costiere o
lacustri, e parte della stabilità termica
degli organismi viventi.
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Tensione di vapore • 1
•
I liquidi passano allo stato di vapore
attraverso l’evaporazione e
l’ebollizione.
•
L’evaporazione può avvenire a
qualsiasi temperatura e interessa
solo la superficie del liquido.
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Tensione di vapore • 2
•
Le particelle del liquido non hanno
tutte la stessa energia e velocità.
Quelle con energia cinetica
superiore alla media, se si trovano
vicine alla superficie, possono
sfuggire dal liquido.
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Tensione di vapore • 3
La tensione di vapore è la
grandezza che esprime la tendenza
delle molecole di un liquido a passare
allo stato aeriforme.
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Tensione di vapore • 4
Se la tensione di vapore
è alta il liquido evapora
facilmente.
La tensione di vapore
aumenta con l’aumento
della temperatura.
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Tensione di vapore • 5
I liquidi caratterizzati da forze
intermolecolari più deboli
(come l’etere) hanno un’elevata
tensione di vapore e sono detti
volatili.
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Tensione di vapore • 6
•
Nell’acqua i legami a idrogeno
determinano una tensione di vapore
particolarmente bassa, cioè una
scarsa volatilità.
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Tensione di vapore • 7
Quando la tensione di vapore
uguaglia la pressione esterna,
il liquido giunge all’ebollizione.
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Tensione di vapore • 8
•
L’acqua bolle a 100 °C a 1 atm, ma
può bollire a temperature più basse
(come in alta montagna) o più alte
(come in una pentola a pressione).
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Tensione superficiale • 1
La tensione superficiale fa sì che l’acqua si comporti
come una pellicola, e che le gocce d’acqua siano sferiche.
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Tensione superficiale • 2
Le forze attrattive che
agiscono sulle molecole di
superficie non sono
bilanciate: ciascuna molecola
di superficie risente di una forza
che la attira verso l’interno e,
per questo motivo, la superficie
tende a contrarsi.
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Tensione superficiale • 3
La tensione superficiale è
la tendenza delle molecole
della superficie a lasciarsi
attrarre verso l’interno.
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42
Tensione superficiale • 4
•
A causa della tensione superficiale il
liquido tende ad assumere la forma
che gli permette di avere la minore
area superficiale (la forma sferica).
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43
Tensione superficiale • 5
•
La superficie del liquido si comporta
come una specie di pellicola che
cerca di contenere il volume interno
opponendosi al suo aumento.
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Tensione superficiale • 6
•
La tensione superficiale diminuisce
all’aumentare della temperatura.
•
I tensioattivi contenuti nei
detersivi riducono moltissimo la
tensione superficiale dell’acqua.
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Tensione superficiale • 7
idrogeno
carbonio
ossigeno
testa
polare
coda apolare
Le molecole dei tensioattivi contengono una lunga catena
apolare e un’estremità polare. La parte polare si immerge
tra le molecole dell’acqua mentre la parte apolare rimane
fuori dal liquido.
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46
Tensione superficiale • 8
•
I tensioattivi riducono la tensione
superficiale tanto che l’aria può
essere incorporata nel liquido e
formare una schiuma.
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47
Tensione superficiale • 9
•
Inoltre, minuscole goccioline oleose
possono essere disperse nell’acqua e
formare un’emulsione, permettendo il
lavaggio.
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Capillarità • 1
•
Se immergiamo un tubicino di vetro
(capillare) in acqua, essa penetra nel
tubicino e raggiunge un’altezza tanto
più alta quanto più è stretto il tubicino.
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49
Capillarità • 2
•
Questo fenomeno, chiamato
capillarità, sembra un paradosso
perché contravviene al principio di
Archimede dei vasi comunicanti.
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50
Capillarità • 3
•
La capillarità è dovuta alle proprietà
chimiche e fisiche dell’acqua:
–
coesione, cioè attrazione reciproca tra le
molecole d’acqua attraverso il legame a
idrogeno;
–
adesione, cioè affinità chimica delle molecole
d’acqua per il vetro, dovuta alla loro polarità.
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51
Capillarità • 4
•
Le molecole di acqua a contatto
con il vetro vi aderiscono e tendono
a salire lungo il capillare bagnandolo.
•
Le molecole all’interno sono coese
tra loro e tendono a resistere alla
risalita.
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52
Capillarità • 5
•
La contrapposizione di queste forze fa
sì che la superficie del liquido prenda
una forma emisferica, detta menisco.
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53
Capillarità • 6
L’acqua bagna il vetro,
quindi sale nel capillare e
si forma un menisco
concavo. Il mercurio non
bagna il vetro, la salita nel
capillare è ostacolata dalla
coesione tra le particelle e
il menisco è convesso.
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54
7.4 L’acqua ha un
comportamento
peculiare: proprietà
chimiche
Soluzioni acquose • 1
Molte sostanze tendono
spontaneamente a miscelarsi con
l’acqua.
La teina e la catechina sono
sostanze che si liberano dalle
foglie di tè messe in infusione in
acqua calda, formando una
soluzione acquosa.
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56
Soluzioni acquose • 2
•
Perché si formi una soluzione (cioè
un miscuglio omogeneo), si devono
rompere i legami tra le particelle di
soluto e molti dei legami tra le
particelle di solvente.
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57
Soluzioni acquose • 3
•
Al loro posto si formano legami tra le
particelle del soluto e del solvente.
•
L’acqua è in grado di solubilizzare
sostanze ioniche (come NaCl) e
sostanze polari (come HCl e gli
zuccheri).
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58
Soluzioni acquose • 4
Tramite gli atomi O
H2O solvata Na+
L’azione delle molecole di
acqua sui composti ionici
indebolisce i legami ionici.
Nella maggioranza dei casi gli
ioni del composto vengono
liberati, in un processo detto
dissociazione.
Tramite gli atomi H
H2O solvata Cl-
Autore, Autore, AutoreTitolo © Zanichelli editore 2009
59
Soluzioni acquose • 5
Autore, Autore, AutoreTitolo © Zanichelli editore 2009
60
Soluzioni acquose • 6
•
Analogamente, quando le molecole di
H2O interagiscono con sostanze
polari come HCl riescono a rompere i
legami covalenti polari formando
ioni idrati, in un processo detto
ionizzazione.
Autore, Autore, AutoreTitolo © Zanichelli editore 2009
61
Soluzioni acquose • 7
•
Gli ioni idrati che si formano dalla
ionizzazione o dalla dissociazione
sono circondati da molecole di acqua
orientate in modo da massimizzare le
interazioni elettrostatiche attrattive.
Autore, Autore, AutoreTitolo © Zanichelli editore 2009
62
Soluzioni acquose • 8
•
Le soluzioni in cui sono presenti ioni
come soluti conducono la corrente
elettrica e sono dette soluzioni
elettrolitiche.
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63
Soluzioni acquose • 9
Le sostanze in grado di
liberare ioni in soluzione
vengono dette elettroliti.
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64
Soluzioni acquose • 10
•
Il saccarosio si solubilizza perché le
molecole di H2O instaurano legami a
idrogeno con i gruppi OH delle
molecole di saccarosio. Il reticolo
cristallino del saccarosio si sfalda ma
non si formano ioni.
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65
Soluzioni acquose • 11
•
L’olio non viene solubilizzato
dall’acqua. Le molecole apolari
dell’olio non possono attirare le
molecole di H2O che continuano ad
attirarsi tra di loro.
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Il simile scioglie il simile
•
I solventi polari (acqua, alcol,
acetone) solubilizzano molecole polari
(saccarosio o glicerina).
•
I solventi apolari (benzina, CCl4,
cherosene) solubilizzano molecole
apolari (naftalina, olio).
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Solventi
Sostanze chimiche utilizzate come solventi
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68
Acidi e basi • 1
•
Gli elettroliti che in acqua liberano
ioni H+ sono detti acidi, quelli che
liberano ioni OH- sono detti basi.
•
Gli ioni H+ in acqua si trovano in realtà
come H3O+.
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69
Acidi e basi • 2
•
OH- è detto ione idrossido.
•
H3O+ è detto ione idronio.
•
Nell’acqua pura c’è una uguale
quantità di ioni H3O+ e di ioni OH-.
•
Una soluzione con uguali quantità di
H3O+ e di OH- è detta neutra.
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70
Acidi e basi • 3
•
Sciogliendo in acqua un acido si
ottiene una soluzione acida, in cui la
concentrazione di H3O+ è maggiore
di quella di OH-. Esempi sono il succo
di limone e l’aceto.
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71
Acidi e basi • 4
•
Sciogliendo in acqua una base si
ottiene una soluzione basica, in cui
la concentrazione di OH- è maggiore
di quella di H3O+. Esempi sono
l’ammoniaca, il bicarbonato e molti
detersivi.
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Acidi e basi • 5
L’indicatore universale diventa rosso nelle soluzioni
acide, blu in quelle basiche, giallo-verde in quelle neutre.
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Acidi e basi • 6
•
Il grado di acidità di una soluzione si
indica con la scala del pH, che va da
0 a 14:
–
se pH=7 la soluzione è neutra,
–
se pH<7 la soluzione è acida,
–
se pH>7 la soluzione è basica.
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