Appunti Chimica inorganica

Chimica: le grandezze

Grandezze fondamentali

Grandezze fond. Nome Simbolo.

Le grandezze che si possono misurare si chiamano grandezze fisiche.

La comunità scientifica internazionale distingue in:

• Grandezze fondamentali, sono 7 grandezze indipendenti, dalle quali possono essere ricavate tutte le altre.
• Grandezze derivate, grandezze fisiche equivalenti ad un prodotto di potenze di grandezze fisiche fondamentali.

• Lunghezza: m, metro.
• Massa: kg, chilogrammo.
• Tempo: s, secondo. OoQ.
• Intensità di corrente: A, ampere.
• Temperatura: K, kelvin.
• Quantità di sostanza: n, moli.
• Intensità luminosa: cd, candele.

Il sistema metrico fondato sulle sette grandezze fondamentali è chiamato Sistema internazionale di unità, abbreviato in SI.

Grandezze derivate

Grandezza derivata Nome Simbolo Definizione.

• Area: metro quadro, m².
• Volume: metro cubo, m³.
• Densità: kg/m³, kg al metro cubo.
• Forza: Newton, N = kg m/s².
• Pressione: Pascal, Pa = N/m².
• Energia, lavoro, calore: Joule, J = N m.
• Carica elettrica: Coulomb, C = A s.

Le grandezze possono essere di due tipi:

• Estensive: le proprietà fisiche di un materiale o di una sostanza che dipendono dalla dimensione del campione.
• Intensive: le proprietà fisiche di un materiale che non dipendono dalla dimensione del campione ma dalla proprietà caratteristica della materia, pressione, densità.

N.B. Le grandezze estensive si possono sommare tra di loro mentre le intensive non si possono sommare.

Multipli e sottomultipli

Spesso in fisica e in chimica si usano multipli e sottomultipli dell’unità di misura.

Multipli.

• Tera: T, 10¹².
• Giga: G, 10⁹.
• Mega: M, 10⁶.
• Chilo: k, 10³.
• Etto: h, 10².
• Deca: da, 10¹.

Sottomultipli.

• Deci: d, 10^-1.
• Centi: c, 10^-2.
• Milli: m, 10^-3.
• Micro: u, 10^-6.
• Nano: n, 10^-9.
• Pico: p, 10^-12.

Il risultato di operazioni di addizione, sottrazione, moltiplicazione e addizione effettuate su numeri che rappresentano le misure sperimentali devono essere espressi con un opportuno numero di cifre significative. Tutto ciò per non alterare la precisione e l’accuratezza di un risultato.

Il risultato di addizioni e sottrazioni deve essere espresso con un numero di decimali pari a quelli dell’addendo o sottraendo con numero di cifre minore.

Il risultato di moltiplicazioni e divisioni deve essere espresso con lo stesso numero di cifre significative del fattore che ne ha meno.

Il logaritmo ha tante cifre decimali significative quante sono le cifre significative dell’argomento 38)- 1,471,47705+4.

Gli zeri prima della virgola non contano. Solo quelli dopo.

Chimica: le grandezze

Massa

È la quantità di materia contenuta in un corpo. È una costante propria del corpo stesso: non varia al variare della posizione, né al variare della temperatura. È una grandezza estensiva. Si misura in kg.

Peso

È la forza con un corpo viene attratto verso il centro della terra. Si misura col dinamometro e l’unità di misura: N. Vale la relazione = , dove g è l'accelerazione di gravità, m/s², diversa da luogo a luogo.

Volume

Spazio occupato da un corpo. Per un gas, corrisponde al volume del recipiente che lo contiene. L’unità di misura: m³, ma in chimica sono molto utilizzati il litro, L, e il millilitro, mL. 1 litro = 1 L = 1 dm³ = 10 cm · 10 cm · 10 cm = 1000 cm³ = 10³ m³. Il volume di una data massa di liquido cambia con la temperatura e così si comporta anche la densità.

Densità

Rapporto tra la massa di un corpo e il suo volume. L’unità di misura: g/L, g/mL, g/cm³, kg/m³. In chimica l’unità di misura usata più spesso è g/cm³; per passare da kg/m³ a g/cm³ bisogna dividere per 1000. Dipende dalla temperatura e dalla pressione, specialmente per i gas.

Parliamo anche di densità relativa ovvero rapporto tra la massa di un corpo e la massa di un ugual volume di acqua distillata, misurata alla temperatura di 3.98 °C, T di max densità dell’acqua.

Peso specifico

Rapporto tra il peso di un corpo e il suo volume. Si misura in N/m³. P = P/V o P = p g.

Temperatura

Proprietà che caratterizza lo stato termico di due sistemi in relazione alla direzione del flusso di calore che si instaurerebbe tra di essi. Si misura con il termometro, sfruttando la capacità della materia di dilatarsi all'aumentare della temperatura. Si misura con le scale centigrade Celsius, °C, e kelvin, k, [T]. Lo zero della scala Kelvin corrisponde a -273.15 °C e si chiama zero assoluto, si annulla l'agitazione termica delle particelle costituenti la materia. 1 °C = 1 + 273,15 K.

Energia

Capacità di un corpo di compiere lavoro può essere cinetica o potenziale.

Calore

Trasferimento di energia tra un sistema ed un altro, in virtù di una differenza di temperatura, di un cambiamento di fase o di una reazione chimica o nucleare.

Si misura con il calorimetro. L’unità di misura: Joule, J, ovvero kg · m² · s^-2. Tuttavia, in chimica è molto usata la caloria, 1 cal = 4.18 J, definita come la quantità di calore necessaria per riscaldare 1 g di acqua da 14.5 a 15.5 °C.

Calore specifico

Quantità di energia assorbita da 1 g di materiale durante un aumento di temperatura pari a 1 °C. Unità di misura: J g^-1 °C^-1.

Chimica: concetto di elemento e la tavola periodica

La tavola periodica è un modo di classificare gli elementi e di avere un’idea del singolo elemento. È strettamente connessa con il concetto di atomo.

L’atomo corrisponde all’unità corrispondente delle sostanze. È la particella più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche caratteristiche dell’elemento stesso. Ogni elemento rappresenta una categoria di specie chimiche con lo stesso numero atomico.

Sono definiti da:

• Un nome.
• Un simbolo.
• Un numero atomico = posizione dell’elemento nella tavola periodica.

@ do@~ trans-urani. 90 elementi sono di origine naturale mentre i restanti 20, molto radioattivi, sono stati sintetizzati in laboratorio, elementi trans-urani. Questi elementi, tuttavia, hanno una vita molto breve poiché tendono a decadere molto velocemente.

Ad ogni elemento corrisponde almeno una sostanza pura. Se vi sono più sostanze parliamo di sostanze pure organizzate diversamente, es. grafite e diamante, fullerene, anche l’ossigeno, O₂ diossigeno, o l’ozono 03: l’ozono è un’ossidante più potente rispetto all’ossigeno. Allotropia.

La struttura dell’atomo

Un atomo è costituito da un nucleo e una nube elettronica. È formato da particelle subatomiche che interagiscono tra loro mediante interazioni elettromagnetiche:

• I protoni, dotati di carica positiva, 0D.
• Gli elettroni, dotati di carica negativa @D.
• I neutroni, elettricamente neutri @D.

Il modello prevede che le particelle di massa maggiore, i protoni e i neutroni, si trovino in un nucleo molto piccolo, che contiene tutte le cariche positive, dunque è carico positivamente, e praticamente tutta la massa dell’atomo. Gli elettroni, con una massa di gran lunga minore di quella dei neutroni e dei protoni, circondano il nucleo e occupano la maggior parte del volume dell’atomo.

In un atomo elettricamente neutro, il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. La reattività chimica è definita dal numero di elettroni nel livello più esterno.

La forma generica è 8 X. Dove:

• A è il numero di massa. È al numero di protoni e neutroni dunque alla massa del nucleo, gli elettroni sono più piccoli di 4 ordini rispetto ai p e ai n, @D.
• Z è il numero atomico, ovvero il numero di protoni o al numero di elettroni di un atomo elettricamente neutro 0@.

Quando varia il numero di neutroni e resta invariato il numero di protoni parliamo di isotopi.

Molto importanti sono gli isotopi dell’idrogeno. Abbiamo infatti:

• Prozio costituito da solamente un protone e un elettrone ed è il più comune presente in natura @.
• Deuterio, chiamato anche idrogeno pesante, è costituito da un elettrone, un protone e un neutrone @0.
• Trizio, estremamente radioattivo, contiene 2 neutroni, un protone e un elettrone. Viene utilizzato anche come tracciante. w.

Gli isotopi sono importanti per determinare la massa atomica che corrisponde, infatti, alla media ponderale.

Massa atomica = ((abbondanza % dell’isotopo 1) (massa dell’isotopo) + ((abbondanza % dell’isotopo 2) (m. dell’isotopo 2) + ... ————————) ————————) looDO1.

La massa atomica di un elemento è sempre più vicina alla massa dell’isotopo o degli isotopi più abbondanti.

Chimica: la tavola periodica

La tavola periodica è organizzata in:

• Gruppi, colonne, dove gli elementi hanno comportamento chimico analogo od.
• Periodi, righe, organizzate in ordine crescente del numero atomico. *D.

La tavola periodica può essere divisa in regioni diverse in funzione delle proprietà degli elementi.

Gli elementi che si comportano da metalli sono contraddistinti da sfumature di blu, i non metalli sono colorati in giallo e gli elementi chiamati metalloidi appaiono in verde. Definiamo metalloide l’elemento che ha alcune delle caratteristiche fisiche di un metallo, ma anche alcune caratteristiche chimiche dei non metalli.

Gli elementi hanno carattere sempre meno metallico man mano che ci si muove da sinistra verso destra lungo un periodo e i metalloidi giacciono lungo la linea di separazione fra metalli e non metalli.

Nelle due righe in fondo alla tavola periodica si trovano i lantanidi, spesso indicati come terre rare. Tuttavia, essi non sono così rari ma bensì geologicamente molto frazionati.

Nonostante le difficoltà di estrazione dei minerali contenenti terre rare, essi hanno una rilevante importanza commerciale.

Originariamente la tavola fu sviluppata a partire da moltissime osservazioni sperimentali sulle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Mendeleev notò una periodicità, o ripetizione periodica, delle proprietà degli elementi. Dispose gli elementi secondo il peso atomico crescente. Ogni volta che giungeva a un elemento con caratteristiche simili a uno che già si trovava nella riga, ne iniziava una nuova.

Una caratteristica importante e un segno del suo genio fu che decise di lasciare degli spazi vuoti nelle colonne per quegli elementi non ancora conosciuti, ma che dovevano esistere e avere proprietà simili all’elemento presente nella riga superiore e sottostante della tavola.

Guardando una tavola periodica attuale si vede, però, che se alcuni elementi fossero ordinati secondo la massa, e non secondo le proprietà chimico-fisiche, dovrebbero essere invertiti.

Nel 1913 Moseley, un giovane scienziato inglese che lavorava con Ernest Rutherford, si rese conto che la lunghezza d’onda dei raggi X emessi da un elemento era correlata al numero di cariche positive nel nucleo e questo diede la possibilità di determinare sperimentalmente il numero atomico.

I chimici compresero che inserire gli elementi in una tavola in base al numero atomico crescente permetteva di correggere le incongruenze presenti nella tavola di Mendeleev. La legge della periodicità chimica viene ora formulata come: le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche del numero atomico.

Un altro criterio ordinatore è anche il concetto di valenza ovvero la capacità combinatoria degli atomi di ciascun elemento. Es. H ha valenza una perché si lega a 1 atomo.

Lo stesso elemento può legarsi a un numero diverso di atomi.

Avendo a disposizione più valenze si definisce la valenza limite ovvero il numero di legami più alto che ogni atomo può formare. Ciò è legato alla posizione atomo nella tavola periodica. Infatti corrisponde al numero del gruppo.

Chimica: la composizione discreta della materia

Se la materia ha composizione discreta, cioè è costituita da particelle, tra le particelle non vi può essere materia ma il vuoto. A dimostrazione di questa affermazione troviamo:

• L’esperimento di Torricelli, il quale misurò la pressione atmosferica a livello del mare scoprendo che si veniva a creare uno spazio vuoto.
• I moti browniani ovvero un movimento casuale che hanno piccole particelle della materia quando sono sospese in un fluido.

Tale effetto si verifica in tutti i tipi di sospensioni colloidali e fu investigato per la prima volta dal botanico scozzese Robert Brown nel 1827 che osservò il moto del polline in una sospensione acquosa.

L’effetto, essendo indipendente da tutti fattori esterni, è attribuito al moto termico delle molecole del fluido che sono in costante movimento con una velocità proporzionale alla radice quadrata della temperatura. Piccole particelle di materia in sospensione nel fluido sono urtate dalle molecole del fluido.

Le leggi ponderali

La chimica è regolata da delle leggi fondamentali che hanno portato all’enunciazione della teoria atomica di Dalton.

• Legge di Lavoisier: la somma delle masse delle sostanze presenti in un sistema reattivo chiuso, è pari alla somma delle masse delle sostanze presenti nel sistema stesso prima della trasformazione chimica @.
• Legge di Proust, legge delle proporzioni definite e costanti: il rapporto tra le masse degli elementi che si combinano per formare un composto è costante e non dipende dal modo in cui il composto stesso è stato ottenuto. *
• Legge di Dalton, legge delle proporzioni multiple: quando due elementi si combinano fra loro per formare più di un composto, alle masse di un elemento l’altro si combina secondo un rapporto esprimibile da numeri interi e piccoli. 0

I fondamenti della teoria atomica

• 1. Ciascun elemento è composto da particelle indistruttibili chiamate atomi.
• 2. Tutti gli atomi di un elemento sono identici tra loro: stessa massa e stesse proprietà. Ma gli atomi di un elemento sono differenti dagli atomi degli altri elementi.
• 3. Gli atomi di un elemento non si trasformano in atomi di un altro elemento differente mediante reazioni chimiche. Cioè gli atomi non sono né creati né distrutti mediante reazioni chimiche. Varia solo il modo in cui si aggregano tra loro.
• 4. I composti si formano quando atomi di elementi diversi si uniscono. Ogni composto è caratterizzato dallo stesso numero relativo e tipo di atomi.

Unità di massa atomica

\ ~ Se la esprimessi in grammi, unità di misura del SI, la massa di un atomo sarebbe dell’ordine di 10 g. du.

Si è preferito fissare una nuova unità di misura convenzionale e relativa.

1 u, unità di massa atomica, = 1 Dalton, Da, = 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12.

Chimica: le formule chimiche

Le formule chimiche sono scritture simboliche che contengono tutta l’informazione qualitativa, quali tipi di atomo, e quantitativa, quanti atomi, necessaria a descrivere la composizione atomica della sostanza.

Esiste spesso più di un modo per scrivere la formula di un composto, a seconda delle informazioni che vogliamo trasmettere.

Formula molecolare, o elementare, es. C₂H₆O, etanolo. Questa formula molecolare indica il tipo e il numero di atomi che costituiscono una molecola, D80, ma non fornisce alcuna informazione strutturale.

L’informazione strutturale, cioè la descrizione del modo in cui gli atomi sono legati e di come si dispongono nello spazio, è tuttavia importante, perché aiuta a comprendere come una molecola interagisce con le altre. Infatti viene definita non univoca poiché può rappresentare molecole diverse come l’etere dimetilico.

Formula estesa, che mette in evidenza come certi atomi siano legati tra loro. Per esempio, la formula estesa dell’etanolo, CH₃CH₂OH, mette in evidenza, DDD, inoltre, che il composto non è l’etere dimetilico CH₃OCH₃, un composto con la stessa formula molecolare, ma con struttura e proprietà molto diverse.

Formule di struttura. Questo tipo di formula fornisce informazioni strutturali più dettagliate, esprime graficamente le posizioni relative e le connessioni tra gli atomi in quanto mostra come gli atomi siano legati tra loro nella molecola.

Esempi di formule

Nome Formula molecolare Formula estesa Formula di struttura. Modello molecolare.

Etanolo C H O -ou3 z62 :à L HʢCaCH CH OH.

Etere dimetilico C H O HHt3362 c-o-cum à CH OCH.

Analisi elementare

L’analisi chimica qualitativa e quantitativa di ciascun elemento in un composto si dice analisi elementare.

L’analisi elementare porta ad ottenere la composizione di un composto in termini di composizione percentuale di ogni elemento espressa in massa, o percento in peso.

L’analisi elementare permette di determinare la formula minima, ovvero i rapporti tra gli elementi che formano un composto usando come indici i numeri più piccoli possibile.

N.B. Per trovare la formula molecolare è richiesto conoscere la massa molecolare.

Chimica: esempi di problemi

Problemi massa atomica relativa

1) Problemi massa atomica relativa.

Ag 5.34 Mag". I106,905 -107,98.) I 4CMGg-L ..rekitivaatornice4 10051,839.. massse.-igw X90681 Y4 01..N8, .-113.

Problemi percentuale abbondanza in natura di un elemento

2) Problemi percentuale abbondanza in natura di un elemento.

Brif f I79 BBr 79¥8,9183 31Da Byr..- 3r9.?9909u taBrBr 81, üBr yDa .?80,9163 i{ lY 21+4,6100314 9, 5.- -k0-o7y 80,9163)+SD 78,9132¥9,909. -79,909-100-78, 913.91+80.