La mole

La mole (simbolo mol) è l'unità di misura della quantità di sostanza. È una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale.

Una mole di una sostanza contiene un numero fisso di particelle. Tale numero è noto come numero di Avogadro dal chimico italiano Amedeo Avogadro ed è pari a 6,022 × 10²³ particelle (atomi o molecole). Una mole di sostanza contiene sempre questo numero di particelle (così come una dozzina di oggetti indica sempre 12 oggetti.)

Diverso è il peso di una mole delle diverse sostanze (così come il peso di una dozzina di caramelle è diverso dal peso di una dozzina di patate). Infatti 1 mole di sostanza è la quantità in grammi numericamente uguale alla massa molecolare della sostanza stessa. Tale quantità si chiama massa molare e si esprime in g/mol.

Per es. nel caso dell' acqua (H₂O), la massa molecolare è pari a 18,016 u. La massa molare dell'acqua vale 18,016 g/mol cioè ogni mole di acqua pesa 18,016 g e in tale quantità sono contenute 6,022 × 10²³ molecole.

Altro esempio: la massa atomica del sodio (Na) è pari a 22,99 u. La massa molare del sodio è 22,99 g/mol, cioè ogni mole di sodio pesa  22,99 g e in tale quantità sono contenuti 6,022 × 10²³ atomi.

Grammi di sostanza = numero di moli x massa molare

Numero di moli = grammi di sostanza / massa molare

La concentrazione molare o molarità delle soluzioni

La concentrazione delle soluzioni può essere espressa in diversi modi, non solo in g/mL o g/L. Uno dei modi più comuni è la molarità che rappresenta il rapporto tra le moli di soluto e il volume di soluzione in litri. Si indica con la emme maiuscola. Per esempio una soluzione 1 M di acido cloridrico contiene 1 mole di acido per ogni litro di soluzione.

Masse atomiche e masse molecolari

Sia gli atomi che le molecole sono oggetti troppo piccoli per pensare di poterne misurare la massa con una comune bilancia. Le masse atomiche utilizzate nella pratica comune si chiamano  masse atomiche relative.

Il punto di partenza per la costruzione di questa scala relativa è  stato lo studio di reazioni tra gas effettuato nel 1811 da Amedeo Avogadro e che ha portato alla definizione del principio di Avogadro:

Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole.

Ciò comporta che se si misurano le masse di due gas aventi lo stesso volume e che si trovino nelle stesse condizioni, e se ne calcola il rapporto, il valore ottenuto rappresenta il rapporto tra le masse di due singole molecole o anche tra due singoli atomi dei gas.

Nel caso dell’ossigeno e dell’idrogeno questo valore è uguale è 16. Infatti 1 litro di ossigeno ha la massa di 1,43 g e 1 litro di idrogeno ha la massa di 0,089 g, il rapporto è:

mO /mH = 1,43 g / 0,089 g =

= massa di 1 molecola O₂ x n molecole O₂ / massa di 1 molecola H₂ x n molecole H₂ =16.

ovvero una molecola di ossigeno è 16 volte più pesante di un molecola  di idrogeno, e poiché entrambi i gas hanno molecole biatomiche, anche un atomo di ossigeno è 16 volte più pesante di un atomo  di idrogeno.

Il primo atomo preso come riferimento per il calcolo delle masse atomiche relative è stato proprio l’idrogeno e Dalton compilò la prima tabella delle masse atomiche degli elementi conosciuti, prendendo come riferimento l’atomo di idrogeno.

Dal 1961 il SI ha scelto come riferimento l’atomo di carbonio e, più precisamente, la  dodicesima parte di un atomo dell’isotopo 12 del carbonio. 1 u  (o uma o dalton) è pari a 1/12 della massa di un atomo di ¹² C.

La massa atomica relativa di un atomo (detta anche peso atomico) è la sua massa espressa in u, ed è riportata sulla tavola periodica.

La massa molecolare relativa, o peso molecolare (PM), è la somma dei pesi atomici (PA) degli atomi che compaiono nella molecola. 

Seguono esempi di calcolo:

Calcolo del peso molecolare dell'acqua

In alcuni casi nella formula compaiono delle parentesi con un indice in basso a destra. Ciò che è contenuto nella parentesi va moltiplicato per l’indice

PM [Fe(OH)₂ ] = PM (FeO₂H₂) = PA(Fe) x1 + PA(O) x 2 + PA (H) x 2 = 55,85 + 32,00 + 2,016 = 89,87 u

Formula delle sostanze

Elementi: gli elementi esistono sotto forma di atomi singoli o di molecole contenenti atomi uguali legati tra loro. Diversi elementi gassosi presentano molecole biatomiche cioè composte di 2 atomi. Ci sono anche casi di elementi la sui molecola contiene 4 o 8 atomi. Per esempio l'idrogeno, l'azoto e l'ossigeno hanno molecole biatomiche H₂, N₂, O₂

In generale le molecole si classificano secondo il numero di atomi contenuti:

Tipo di molecola	Numero di atomi presenti nella molecola
Biatomica	2
Triatomica	3
Tetraatomica	4
Pentaatomica	5
Esaatomica	6

Composti: i composti contengono sempre elementi diversi legati tra loro. Si classificano come indicato nella tabella seguente:

Tipo di composto	Numero di elementi presenti nella molecola
Binario	2
Ternario	3
Quaternario	4

Differenze tra miscugli e composti. Legge di Proust

Due sono le differenze fondamentali:

-  i miscugli vengono separati nei loro componenti mediante processi fisici, i composti possono essere separati negli elementi che li costituiscono soltanto per mezzo di reazioni chimiche (reazioni di analisi o di decomposizione)
- i miscugli hanno composizione variabile, ogni composto, invece, ha una composizione definita e costante

Quest'ultima caratteristica  dei composti prende il nome di Legge di Proust.

La legge di Proust applicata al composto CuCl (cloruro rameoso)

Massa di composto (g)	Massa di  Cu (g)	Massa di Cl (g)	Rapporto Cu/Cl
1,41	0,91	0,50	1,8
1,66	1,05	0,61	1,8
2,53	1,62	0,91	1,8

Rivediamo in questo video le cosiddette leggi ponderali (Lavoisier, Proust e Dalton)
https://www.youtube.com/watch?v=6BFHC5U3WVA

A seguire un video con esercizi sulle leggi di Lavoisier e Proust
https://www.youtube.com/watch?v=ob78deCeTEg

La legge di Lavoisier e il bilanciamento delle reazioni

Per la legge di Lavoisier, o di conservazione dell massa, in ogni reazione chimica che avvenga in un sistema chiuso, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

Ciò comporta che le reazioni chimiche debbano essere scritte in forma bilanciata, ovvero facendo in modo che il numero degli atomi di ciascuna specie nei reagenti sia uguale a quello dei prodotti.

Chi era Lavoisier?
https://www.youtube.com/watch?v=pQV5TLHPLwc

In questo video viene spiegato il significato del bilanciamento utilizzando dei semplici mattoncini Lego

https://www.youtube.com/watch?v=vCzUY_fEWdU

Ecco altri esempi:

-          Caso 1: il più semplice  HF = H₂  +  F₂                   

basta un coefficiente 2 davanti a HF                  2  HF = H₂  +  F₂

Prova tu (attenzione simile non significa identica) Fe  +  HCl  =  FeCl₂  +  H₂

-          Caso 2:  N₂  +  H₂  =  NH₃                    

un elemento (H) ha 2 atomi da una parte e 3 dall’altra, bisogna arrivare a 6 moltiplicando rispettivamente per 2 e per 3. Si può anche cominciare prima bilanciando N e poi H, si arriva allo stesso risultato        N₂  +  3 H₂  =  2 NH₃

   Prova tu       Fe + Cl₂ = FeCl₃       

-Caso 3:    SO₂ + O₂ = SO₃                    

un elemento (O) ha 4 atomi dalla parte dei reagenti  (2 +2) e 3 dalla parte dei prodotti, anche in questo caso si arriva a 6, ma i coefficienti sono 2 per SO₃ e per SO₂        2  SO₂ + O₂ =   2 SO₃

 Prova  tu       CO + O₂ = CO₂

-Caso 4: Al₂O₃  + H₂O  =  Al(OH)₃  si bilancia l’alluminio

Al₂O₃  + H₂O  =  2  Al(OH)₃  si fa attenzione alla parentesi (6 atomi di ossigeno e 6 di idrogeno)

Al₂O₃  + 3 H₂O  =  2  Al(OH)₃ 

Prova tu          CrCl₃  +  AgNO₃  =  Cr(NO₃)₃  +  AgCl

-Caso 5:   Fe₂(SO₃)₃   +   HCl    ®    FeCl₃  +  SO₂   +   H₂O

Nei casi un po’ più complessi la regola generale è quella di cominciare a bilanciare gli elementi lasciando H e O per ultimi

Per esempio partendo dal ferro  Fe₂(SO₃)₃   +   HCl    ®   2  FeCl₃  +  SO₂   +   H₂O

poi il cloro                                     Fe₂(SO₃)₃   +  6  HCl    ®   2  FeCl₃  +  SO₂   +   H₂O

poi lo zolfo                           Fe₂(SO₃)₃   +  6  HCl    ®   2  FeCl₃  +  3  SO₂   +   H₂O

infine idrogeno e ossigeno  Fe₂(SO₃)₃   +  6  HCl    ®   2  FeCl₃  +  3  SO₂   +  3  H₂O

Prova tu                      CuSO₃  +    H₃PO₄   ®  Cu₃(PO₄)₂  + . SO₂  +    H₂O

Un ultimo esempio è quello relativo alla ben nota reazione della fotosintesi clorofilliana che in forma bilanciata è:

6 CO₂  + 6 H₂O  =  6 O₂ + C₆H₁₂O₆

https://www.youtube.com/watch?v=U5y3_36E2IM

Trasformazioni fisiche e chimiche. Tipi di reazione chimica.

Le trasformazioni della materia possono essere classificate come fenomeni fisici o chimici a seconda che nel corso della trasformazione si creino o meno sostanze nuove. E' spiegato in questo video:

https://www.youtube.com/watch?v=mm0sCqX_R

Rappresentazione delle reazioni chimiche

Le reazioni chimiche vengono rappresentate con una equazione di reazione in cui si scrivono le formule dei reagenti (le sostanze prima della trasformazione) e quelle dei prodotti (le sostanze dopo la trasformazione) separate da una freccia o da un segno = (uguale)

A + B  = C + D

Nell’equazione di reazione possono essere presenti informazioni aggiuntive per esempio riguardo allo stato fisico di reagenti e prodotti:

(s) = solido; (l) = liquido; (g) = gas; aq (in soluzione acquosa)

Per esempio la reazione: CaCO₃ (s)  =  CaO (s)  + CO₂ (g) indica che il carbonato di calcio solido si decompone per dare ossido di calcio solido e anidride carbonica gassosa.

Nelle reazioni dette “di precipitazione” si ha la formazione di un prodotto poco solubile che si separa dalla soluzione depositandosi sul fondo. Tale prodotto, chiamato “precipitato”, viene contrassegnato da una freccia rivolta verso il basso. Nelle reazioni che avvengono con sviluppo di gas si ha la formazione di un prodotto gassoso che può essere indicato con una freccia rivolta verso l’alto.

Le reazioni chimiche si possono classificare in 4 tipi secondo il meccanismo

ar

Tipo di reazione		Esempio
Analisi o decomposizione	AB = A + B	MgO = Mg + O2
Sintesi	A + B = AB	Fe + S = FeS
Scambio semplice	A + BC = AC + B	Zn + HCl = ZnCl2 + H2
Scambio doppio	AB + CD = AC + CD	NaCl  + KBr = KCl + NaBr

Le soluzioni

Le soluzioni sono miscugli omogenei in cui una sostanza solida (soluto) è disciolta in una sostanza liquida (solvente). Il soluto non è più distinguibile dal solvente, neppure utilizzando un microscopio.

La concentrazione di una soluzione è il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente in cui il soluto è disciolto. C m/v = massa del soluto (g) / volume della soluzione (mL)

Quando si prepara una soluzione si verifica sempre che la massa della soluzione è uguale alla somma delle masse di solvente e soluto. Non si ha la stessa costanza per quanto riguarda il volume, che non sempre è uguale alla somma dei volumi di soluto e solvente, e pure la temperatura può subire variazioni. Quando la temperatura del sistema aumenta si dice che la dissoluzione è esotermica, quando la temperatura del sistema diminuisce si dice che la dissoluzione è endotermica.

Il ghiaccio istantaneo

I sacchetti refrigeranti che vengono utilizzati per il trattamento di infortuni si basano su una dissoluzione endotermica. I sacchetti sono fatti di due buste infilate l'una nell'altra: quella esterna, molto resistente, contiene un solido in polvere come il nitrato di ammonio, quello interno contiene acqua. Quando il sacchetto esterno viene schiacciato quello interno si rompe lasciando fuoriuscire l'acqua che solubilizza il nitrato di ammonio. La dissoluzione provoca un rapido abbassamento della temperatura dell'acqua.

Le soluzioni sono tra i sistemi più diffusi e utilizzati nella vita quotidiana. Ecco che cosa leggiamo sull’etichetta di una bottiglia di acqua minerale liscia:

Elementi caratterizzanti in mg/L
Bicarbonato	183
Silice	82
Calcio	32
Sodio	29
Potassio	29
Cloruro	16
Nitrato	9,5
Magnesio	4
Solfato	4
Fluoruro	1,0

Leggere le etichette:

https://www.youtube.com/watch?v=I8DjYOwa7Qg




L'acqua potabile
L'acqua presente in natura non è mai pura ma contiene sostanze disciolte, sostanze sospese e batteri. Per renderla potabile è necessario sottoporla ad una serie di trattamenti fisici e chimici. I diversi stadi comprendono una prima filtrazione grossolana, l'aerazione e ulteriori filtrazioni più accurate. L'ultima filtrazione avviene attraverso un filtro al carbonio che assorbe chimicamente le sostanza disciolte e rende l'acqua incolore e insapore. Dopo questi trattamenti vengono aggiunti cloro, composti del fluoro e addolcitori che riducono la formazione di calcare. A questo punto l'acqua può essere conservata e distribuita.

Tecniche di separazione dei miscugli

Le principali tecniche di separazione dei miscugli sono elencate nella tabella sottostante.

In questo video viene mostrata una filtrazione:

https://www.youtube.com/watch?v=SuHiaSh-vUw

In quest'altro viene mostrata la cromatografia su carta:

https://www.youtube.com/watch?v=Ygn5JX2gIzo

MISCUGLI ETEROGENEI	MISCUGLI OMOGENEI
Filtrazione	Distillazione
Centrifugazione	Cromatografia
Sedimentazione
Estrazione con solvente

Tipi di miscugli

I miscugli si dividono in due tipi: omogenei (i diversi componenti non risultano visibili neppure al microscopio, le caratteristiche sono le stesse in tutti i punti del miscuglio) ed eterogenei (ogni componente mantiene le proprie caratteristiche, le proprietà diverse nei vari punti del miscuglio risultano visibili) 

https://www.youtube.com/watch?v=cbal5l2aAak

Un miscuglio omogeneo liquido

Un miscuglio eterogeneo solido

Alcuni tipi di miscugli con caratteristiche particolari hanno nomi specifici:

Leghe: miscugli omogenei il cui componente principale è sempre un metallo.

Monete

Sono fatte in leghe metalliche le nostre monete: quelle da 1, 2 e 5 centesimi di euro sono fatte di acciaio (lega ferro-carbonio 94,35 %) placcato con rame (5,65 %). Le monete da 10, 20 e 50 centesimi di euro contengono rame (89 % ), alluminio (5%), zinco (5%), stagno (1%). L'interno delle monete da 1 euro e l'esterno di quelle da 2 euro sono in cupronichel (rame 75% e nichel 25%). L'esterno delle monete da 1 euro e l'interno di quelle da 2 euro sono in nichel-ottone (ottone cioè lega zinco-rame 75% e nichel 25%).

Maionese

Emulsioni:
miscugli eterogenei liquidi (latte, maionese)

Succo di frutta

Sospensioni: miscugli eterogenei solido-liquido (succhi di frutta, sangue)









Aerosol: miscugli eterogenei di solido o liquido in gas (fumo, nebbia, nuvole)

Nuvole

Sistemi, stati della materia e passaggi di stato

La chimica studia la materia e le sue trasformazioni.

Qualsiasi porzione di materia che venga scelta come oggetto di studio viene definita sistema e tutto ciò che circonda il sistema si dice ambiente. Esistono 3 tipi di sistemi:

-aperti quando scambiano con l’ambiente sia materia che energia, per esempio un bicchiere contenente una bevanda calda

-chiusi quando scambiano con l’ambiente solo energia e non materia, per esempio una lattina di bevanda

-isolati quando non scambiano con l’ambiente né materia, né energia, per esempio un thermos

La materia, e quindi i sistemi, esistono in tre stati fisici: solido, liquido, aeriforme.
Le più semplici trasformazioni che possiamo osservare sono i passaggi di stato.

https://www.youtube.com/watch?v=DAfUdwvAdak

Esiste un quarto stato della materia definito plasma: è uno stato relativamente raro sulla Terra (si trova per esempio nei fulmini) mentre nell’universo è normalmente presente, si trovano infatti sotto forma di plasma il Sole, le stelle e le nebulose. Il plasma è un gas ionizzato costituito da un insieme di elettroni e ioni ovvero di particelle che portano una carica elettrica, ma risulta globalmente neutro. Questo stato della materia con sue caratteristiche particolari si distingue dal solido, dal liquido e dall’aeriforme. Per approfondire:

http://www.chimicare.org/curiosita/la-chimica-dei-materiali/che-cose-un-plasma/ 

Elementi e composti

Gli elementi sono sostanze pure che contengono un solo tipo di atomo. I composti sono sostanze pure che contengono almeno due tipi di atomi diversi legati tra di loro.

In questo video viene illustrato il concetto e vengono fatti vari esempi di elementi e composti e del modo di rappresentarli

https://www.youtube.com/watch?v=A1LmgyiKkSw

L'ozono

Anche l'ozono O₃ è una sostanza elementare con proprietà ben diverse da quelle dell'ossigeno O₂ che è presente nell'aria che respiriamo. L'ozono è una sostanza tossica  per gli organismi viventi ed è normalmente presente in quantità molto limitate nella troposfera (la parte dell'atmosfera più vicina alla superficie terrestre). L'ozono infatti è una delle sostanze monitorate quotidianamente nell'aria, soprattutto nelle grandi città, per verificarne il livello. Questo può superare il valore limite quando le sostanze inquinanti dell'aria, soprattutto quelle derivano dagli autoveicoli, interagiscono con la radiazione solare trasformando l'ossigeno in ozono e creando il cosiddetto smog fotochimico. 

L’ozono si forma normalmente nella stratosfera, in una fascia tra i 15 e i 60 Km di quota, per azione delle radiazioni solari sulle molecole di ossigeno biatomico e la sua presenza agisce da schermo alle radiazioni ultraviolette che se raggiungessero la Terra provocherebbero seri danni climatici e biologici (tumori della pelle e patologie oculari). L'assottigliamento dello strato di ozono (buco dell'ozono) è una conseguenza dell'inquinamento ambientale. I principali responsabili sono i clorofluorocarburi o CFC che contengono carbonio legato a cloro e fluoro. Il più comune è il freon 11 che ha formula CFCl₃. I CFC sono stati a lungo utilizzati per i circuiti frigoriferi, come propellenti delle bombolette spray, come agenti schiumogeni di estintori, come solventi per il lavaggio a secco. Tale impiego è dovuto alla facile liquefacibilità, ininfiammabilità, mancanza di odori, atossicità, inerzia chimica. Quest'ultimo aspetto fa sì che i CFC diffondano nella stratosfera dove vengono distrutti, solo da raggi UV ad alta energia, con formazione di cloro atomico che provoca la decomposizione dell’ozono. In ottemperanza ad accordi internazionali la produzione dei CFC è stata sospesa in tutto il mondo a favore di alocarburi che risultano degradabili già nella troposfera.

Le sostanze pure

I sistemi formati da un unico componente prendono il nome di sostanze pure. Per purezza si intende quindi l'assoluta mancanza di atomi o molecole di natura diversa da quella della sostanza in questione.

E' necessario precisare a questo punto che il termine "puro" in campo chimico non coincide con "buono" nel senso più comune del termine. Un'acqua di sorgente o un'aria non inquinata vengono infatti definite pure nel senso di salutari, ma dal punto di vista chimico non sono affatto sostanze pure, bensì miscugli di più componenti.

E' altrettanto importante puntualizzare che le sostanze assolutamente pure sono assai difficili da trovare in natura. Si può definire pura l'acqua distillata, mentre l'acqua di rubinetto e l'acqua minerale sono entrambe miscugli omogenei, come pure l'acqua piovana o l'acqua demineralizzata dalla quale sono state allontanate solo le sostanze minerali e non sostanze di altro tipo e i batteri. Altri esempi di sostanze pure possono essere l'oro 24 carati e i fili elettrici di rame.

Ogni sostanza pura possiede caratteristiche peculiari che la rendono unica. Tali caratteristiche come la densità, la temperatura di fusione o quella di ebollizione, non dipendono dalla quantità di sostanza presa in esame e possono perciò essere utilizzate come criteri di purezza.

GRANDEZZE CARATTERISTICHE DI ALCUNE SOSTANZE PURE

Sostanza	Densità (g/cm3) a 20°C	Temperatura di fusione (°C) a 1 atm	Temperatura di ebollizione (°C) a 1 atm
Acqua	1,00	0	100
Alluminio	2,70	660	2327
Ferro	7,86	1535	2750

Nel racconto “Il caso dei tre” tratto dal libro “Le avventure chimiche di Sherlock Holmes” di Thomas G. Waddel e Thomas R. Rybolt, vengono analizzati tre pezzetti di metallo, che dovrebbero essere argento, oro e rame, e che sono stati utilizzati per una truffa ai danni di un orologiaio.

Holmes, coadiuvato da Watson, usa l’analisi chimica, e in particolare la reattività dei tre metalli nei confronti degli acidi, per svelare l’inganno e utilizza il calcolo della densità per chiarire la natura del trucco.

Ecco alcuni stralci di conversazione:

Holmes si rivolge a  Watson: “Sarebbe sorpreso se le dicessi che la densità dell’oro è ben nota ed equivale a 19,3 g/cm³ ? Inoltre l’oro non reagisce con acido cloridrico, né con i solforico o il nitrico…. Come lei ricorderà riscaldando quel solido ritenuto oro è scomparso”

Guardai il quaderno degli appunti davanti a me e vidi che la densità di quello che  avrebbe dovuto essere oro era solo 5,0 g/cm³.

”Perché ha frantumato l’oro ?”  chiesi

“L’ oro è estremamente malleabile” rispose Holmes “può essere trasformato in fogli sottili. Consultando il manuale invece ho visto che un minerale dello zolfo, la cosiddetta pirite, FeS₂, ha una densità paria 5,0 g/cm³. La pirite è friabile, come lei ha potuto vedere con il martello va in frantumi,  polverizzandosi.”

“Sembrava oro però” dissi io

“Sa che la pirite viene chiamata l’oro degli stupidi proprio per questa somiglianza?”

Ci sono casi in cui la presenza di impurezze risulta vantaggiosa. E' il caso di alcune gemme preziose: i colore celeste dell'acquamarina è dovuto alla presenza di tracce di ioni ferro al posto dello ione berillio e il colore rosso del rubino è dovuto alla presenza di tracce di ioni cromo al posto dello ione alluminio. Un altro esempio è quello del silicio che viene usato nella costruzione di pannelli solari e fotovoltaici e la cui capacità di condurre elettricità può essere aumentata notevolmente aggiungendo impurezze di fosforo, arsenico e boro.

Per approfondire:
http://www.chimicare.org/curiosita/la-chimica-nella-vita-domestica/alla-ricerca-delle-sostanze-pure-nella-chimica-di-casa-1%C2%B0-parte/

La costruzione delle curve di riscaldamento e raffreddamento delle sostanze pure permette di seguire l'andamento della temperatura nel corso dei passaggi di stato. E' descritto nel link:
http://www.chimica-online.it/laboratorio/curva-fusione-solidificazione.htm

Elementi chimici in musica e in versi

OSSIGENO

Da "The golden book of chemistry experiments"
by Robert Brent - Golden Press New york

E' abbondantissimo
tanto allo stato
di corpo libero
che combinato
entra negli acidi,
nei minerali,
e nelle cellule
dei vegetali.
Tutti conoscono
come dell'aria
formi l'aliquota
più necessaria,
perché vivifica
l'emoglobina,
che senz'ossigeno
cade in rovina.
L'acqua, ch'è il merito
suo principale,
n'ha una grandissima
percentuale...

tratto da "La chimica in versi" di Alberto Cavaliere  

Al link seguente la canzone della tavola periodica:

https://www.youtube.com/watch?v=n2DCY7mdQ5c