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Chimica

Introduzione

La chimica è la scienza che studia la composizione, le proprietà, le trasformazioni della materia e l’energia ad esse associate. La chimica opera su tre livelli:

• Macroscopico: si interessa alla materia e alle sue trasformazioni; a questo livello l’occhio umano può vedere i cambiamenti.
• Microscopico: riguarda cambiamenti che non possiamo vedere direttamente, e che la chimica interpreta rifacendosi alla riorganizzazione degli atomi.
• Simbolico: un chimico pensa a livello microscopico, conduce gli esperimenti a livello macroscopico e rappresenta fatti e ipotesi mediante simboli e equazioni matematiche.

La chimica è organizzata in tre branche fondamentali:

• Chimica organica: lo studio dei composti del carbonio
• Chimica inorganica: lo studio di tutti gli altri elementi e i loro composti
• Chimica fisica: lo studio dei principi della chimica

Metodo scientifico

1. Raccolta dati eseguendo osservazioni ed esperimenti
2. Trasformazione in legge
3. Elaborazione ipotesi
4. Formulazione di una teoria (spiegazione matematica della legge)
5. Creazione modello

Materia e stati d’aggregazione

La materia è tutto ciò che possiede massa e occupa spazio. La materia può presentarsi in tre stati fisici, distinguibili grazie alla disposizione e al moto delle particelle costituenti:

• Solido, particelle impacchettate e rigide, ma con moto liberazionale (intorno al proprio centro di gravità); di forma propria e non comprimibili.
• StatI fluidi: libero movimento delle particelle all’interno dello spazio
  • Liquido, particelle impacchettate ma più libere; possiedono abbastanza energia da scorrere le une rispetto alle altre e ne consegue che un fluido può fluire per mezzo di una forza; superficie ben definita.
  • Aeriforme, libertà quasi totale, moto casuale delle particelle e urti elastici;
    • Vapore: stato aeriforme di una sostanza che normalmente si presenta solida o liquida.

Proprietà, simboli e unità

Proprietà chimiche: caratteristiche che si riferiscono all’attitudine di una sostanza a mutarsi e interagire con un’altra → trasformazioni chimiche.

Proprietà fisiche: caratteristiche che possono essere osservate e misurate senza mutare l’identità della sostanza in esame, che non cambiano durante la misura (colore, densità, stato d’aggregazione) → trasformazioni fisiche.

Esse vengono divise, dal Sistema Internazionale (SI), in fondamentali e derivate. Esistono 7 unità di misura fondamentali sulle cui è possibile esprimere tutte le grandezze fisiche: → mediante equivalenze si trovano i multipli e i sottomultipli.

Esistono due tipi di grandezze che descrivono le proprietà della materia: le grandezze estensive dipendono dalla dimensione del campione, mentre quelle intensive non dipendono dalla dimensione del campione; sono usate per identificare una sostanza.

Alcune grandezze

• Volume (V): spazio che la materia occupa (L, mL, cm³).
• Massa (m): quantità di materia che costituisce un corpo, oppure misura della resistenza che un corpo oppone alla variazione del suo stato di quiete o di moto.
• Peso (N): forza di gravità che deve essere equilibrata affinché il corpo sia in quiete.
• Densità (ρ = m/V): rapporto tra massa e volume (g/L, g/mL, g/cm³); è sempre definita con tra parentesi le condizioni di T a cui stiamo lavorando, perché il volume è soggetto a dilatazione o contrazione termica.
• Peso specifico: rapporto tra il peso e il volume.
• Temperatura: misura quanto una sostanza è più calda o più fredda rispetto ad un’altra → TERMOMETRO è un dispositivo che si dilata quando viene riscaldato. Scale di temperatura più importanti:
  • Scala Kelvin o scala assoluta: 273,15 K temperatura di congelamento dell’acqua
  • Scala Celsius: 0 °C temperatura di congelamento dell’acqua (entrambi scale centigrade, perché ci sono 100 gradi di differenza tra congelamento ed ebollizione.)
• Calore: energia che si trasmette tra due corpi che sono a differenti temperature.
• Calore specifico: la quantità di energia assorbita da 1 kg di materiale durante un aumento di temperatura di 1°K.
• Velocità (v): tasso di variazione della posizione.
• Accelerazione (a): tasso di variazione della velocità = Δv/Δt.
• Forza (F = m ∙ a): si manifesta nell’interazione reciproca di due o più corpi e quantifica il fenomeno di induzione di una variazione dello stato di quiete o di moto dei corpi stessi.
• Lavoro (W = F ∙ d): è lo spostamento di un oggetto contro una forza opponente.

L'energia

L'energia è la capacità di un corpo di compiere lavoro e trasferire calore. È possibile distinguere:

• Energia cinetica (E_k = 1/2 ∙ m ∙ v²): associata al movimento dei corpi.
• Energia potenziale, posseduta dai corpi in virtù della loro posizione in un campo = m ∙ g ∙ h.
• Energia potenziale gravitazionale: definita come m ∙ g ∙ h.
• Energia potenziale di Coulomb (elettrostatica): definita come k ∙ q₁ ∙ q₂/r.
• Energia del campo elettromagnetico: generata dall’accelerazione di particelle cariche.

L’energia totale di una particella ammonta alla somma di energia cinetica ed energia potenziale e, secondo la legge di conservazione dell’energia, in assenza di influenze esterne, si mantiene costante.

I chimici fanno riferimento a:

• Energia chimica: è la variazione di energia che accompagna lo svolgimento di una reazione chimica (intende la somma delle energie cinetiche e potenziali di tutte le sostanze che partecipano alla reazione).
• Energia termica: è la somma delle energie cinetiche e potenziali derivanti dal moto termico delle particelle → le particelle dei solidi si muovono su sé stesse perché possiedono energia termica.

Cifre significative

Tutte le misure sono soggette a una certa incertezza (che cambia da strumento a strumento) ed è importante indicare il grado in cui si è certi non solo del valore della misura, ma anche dei risultati di un calcolo basato su tale valore. L’incertezza può essere espressa con il simbolo ±, oppure si possono riportare tutte le cifre di cui si è sicuri più una cifra addizionale che è stimata. Le cifre registrate in una misurazione sono dette cifre significative (C.S.): tutte le cifre sono certe tranne l’ultima, che costituisce una stima.

Il numero delle cifre riportate in un risultato di un calcolo deve riflettere il numero delle cifre dei dati di partenza, seguendo le regole:

• Per moltiplicazioni e divisioni: il numero di C.S. del risultato deve corrispondere al numero di C.S. del dato di partenza meno accurato (es. 1.23×16=20).
• Per addizioni e sottrazioni: il numero di cifre decimali del risultato deve corrispondere al numero di cifre decimali presenti nella quantità di partenza che ne ha il minor numero (es. 1.23+1.6 = 2.8).

Si considerano gli zeri a seguire come significativi (es. 400 ha 3 C.S.); non si considerano, invece, mai significativi gli zeri a precedere (es. 0.0023 ha 2 C.S.).

Nella risoluzione dei problemi, è bene conservare sempre una o due C.S. addizionali di passaggio in passaggio, ed arrotondare soltanto il risultato finale. Ciò eviterà la propagazione dell’errore di arrotondamento.

Alcuni numeri sono detti numeri esatti perché a essi non è associata alcuna incertezza (es. ci sono 60 min in un’ora). I numeri esatti non limitano il numero di C.S. nel risultato finale.

Criteri di arrotondamento:

• Se la cifra da scartare è inferiore a 5, si lascia inalterata la cifra precedente (es. per esprimere 15.1221547384 con 4 C.S., si arrotonda a 15.12).
• Se la cifra da scartare è 5 seguito da altri decimali o maggiore di 5, si incrementa di 1 la cifra precedente (es. per esprimere 15.128157943 con 4 C.S., si arrotonda a 15.13).
• Se la cifra da scartare è 5 seguito da zeri, si effettua una correzione su base statistica: se la cifra precedente il 5 è pari si arrotonda in difetto, altrimenti si arrotonda in eccesso (es. 15.135 → 15.14, 15.145 → 15.14).

Precisione e accuratezza

Precisione = dipende da quanto i valori tratti da misurazioni ripetute si avvicinano tra loro.

Accuratezza = dipende da quanto il loro valore medio si avvicina al valore vero o accettato come tale.

Ogni misurazione può essere accompagnata da errori, che possono essere sistematici, cioè causati da strumenti di cattiva qualità, o accidentali, causati da cambiamenti delle condizioni durante le misurazioni. Cercando di ridurre al minimo questi due errori possiamo ottenere una misura più accurata.

La composizione della materia

La materia è tutto ciò che possiede massa e occupa spazio. Nota bene: Materia ≠ Sostanza.

• Sostanze pure: forma unica e pura di materia, cioè composizione unica e fissa:
  • Elemento: sostanza fondamentale che non può né essere modificata chimicamente, né divisa in parti più piccole mantenendo le sue proprietà:
    • Atomi: più piccola parte di un elemento.
    • Molecole omonucleari: due o più atomi legati chimicamente tra loro con legame covalente (es. O₂).
  • Composto: due o più elementi diversi legati chimicamente tra loro mediante rapporti di massa:
    • Composto ionico: legame ionico
    • Molecole eteronucleari: legame covalente.
• Miscuglio o miscela (può essere solida, liquida o gassosa): gruppo di due o più sostanze mescolate fisicamente, che mantengono le loro caratteristiche fisico-chimiche, non sono in rapporti definiti, e possono essere separate mediante trasformazioni fisiche:
  • Omogenea o soluzione: componenti non distinguibili neanche con un microscopio ottico, perché i componenti sono miscelati come singoli atomi, ioni o piccole molecole (es. sale disciolto in acqua) → unica fase, composizione uniforme:
    • Sospensione: contiene particelle grandi a sufficienza da essere visibili a occhio nudo e distinte dal liquido circostante, che si depositano sul fondo.
    • Colloide: le particelle sono tipicamente macromolecole o aggregati di piccole molecole, che non sono grandi a sufficienza per sedimentare.
  • Eterogenea: costituiti da componenti chimicamente definiti (es. acqua e sabbia) → più fasi distinguibili, composizione non uniforme → fisicamente separabile in sostanza pura.

A differenza di un composto, le sostanze in un miscuglio mantengono le loro caratteristiche fisico-chimiche e non sono in rapporti definiti, e possono essere inoltre separate con metodi fisici.

Metodi di separazione

Metodi di separazione per scomporre una miscela negli elementi e nei composti da cui è costituita:

• Filtrazione: separazione sulla base delle dimensioni delle particelle. Sfrutta l’azione della gravità per separare un liquido da una fase solida, che viene trattenuta su una carta da filtro. La filtrazione può essere condotta sotto vuoto, riducendo la pressione dentro il recipiente in cui si filtra e accelerando il flusso del liquido.
• Cristallizzazione: si basa sulle differenze di solubilità, cioè la massima quantità di una sostanza (soluto) che si può sciogliere in un volume fisso di solvente ad una data temperatura. Molte sostanze sono più solubili in un solvente caldo rispetto allo stesso solvente freddo: un composto si separa dalla soluzione quando questa viene raffreddata.
• Distillazione: separa mediante le differenze di volatilità, ossia la tendenza di una sostanza a trasformarsi in un gas. Quando una miscela bolle, il vapore è più ricco del componente più volatile, che può essere condensato e raccolto separatamente.
• Estrazione: si basa su differenze di solubilità, partendo da un materiale che viene frantumato con un solvente che scioglie i composti solubili; l’estratto viene ulteriormente separato con l’aggiunta di un secondo solvente che non si scioglie nel primo, in un imbuto separatore.
• Cromatografia: si basa su differenze di velocità di migrazione dei componenti di una miscela quando vengono solubilizzate in un fluido (fase mobile) che si muove su un supporto solido (fase stazionaria). Un componente che non dà interazioni chimico-fisiche con la fase stazionaria avanzerà più velocemente di un componente in grado di dare interazioni con quest’ultima.

Origine della chimica moderna

XVII secolo → teoria del flogisto: flogisto ipotetica sostanza contenuta solo nella materia che brucia, e la sostanza imponderabile che si libera durante la combustione.

XVII secolo → Lavoisier mediante una bilancia a due piatti formulò la legge di conservazione della massa: la materia non può essere creata, né distrutta, dunque in una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

Legge della composizione definita e costante (o legge delle proporzioni definite) di Proust: in un composto chimico gli elementi sono sempre combinati in rapporti massa costanti e definiti.

→ Percentuale in massa (wt%): dividendo la massa di un elemento per la massa del composto che lo contiene, dopodiché si moltiplica per 100.

Legge delle proporzioni multiple di Dalton: la quantità con cui gli elementi si combinano non è mai casuale; se gli elementi A e B reagiscono per formare due diversi composti (a seconda delle condizioni sperimentali), le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporti di numeri interi piccoli. Es. carbonio e ossigeno reagiscono producendo due composti differenti, CO e CO₂:

• Il primo ha il 57.1 wt% di ossigeno e il 42.9 wt% di carbonio, da cui deriva un rapporto tra masse di atomi pari a 1.33.
• Il secondo ha il 72.7 wt% di ossigeno e il 27.3 wt% di carbonio, da cui deriva un rapporto tra masse di atomi pari a 2.66.

Pertanto il rapporto tra i valori di O/C nei due composti è esprimibile come a parità di quantità di carbonio, il secondo composto ha esattamente il doppio della massa di ossigeno del primo composto.

1808 → Postulati della teoria atomica di Dalton o teoria delle palle da biliardo:

1. Tutta la materia è costituita da atomi, piccolissime particelle indivisibili di un elemento, che non possono essere creati né distrutti.
2. Gli atomi di un elemento non possono essere trasformati in atomi di un altro elemento: le reazioni chimiche ridistribuiscono gli atomi nei composti.
3. Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici nella massa e nelle altre proprietà chimiche, e sono diversi dagli atomi di ogni altro elemento.
4. La combinazione chimica di elementi per dare composti diversi avviene quando numeri interi di atomi si uniscono in proporzioni fisse.

*perché considera gli atomi come delle sfere, completamente piene, non modificabili, che si muovono e possono reagire tra di loro, ma ciascuna mantiene la propria identità e non si può vedere cosa c’è all’interno.

Dopo la pubblicazione della teoria atomica, gli scienziati cercarono di determinare le masse degli atomi ricavandole dalle frazioni in massa degli elementi nei composti. Tuttavia, un singolo atomo è così piccolo da richiedere di far ricorso a misure relative a quelle di altri atomi. Dalton assegnò, come base, massa 1 all’atomo di idrogeno. Siccome Lavoisier mostrò che l’acqua contiene 8 g di ossigeno per ogni grammo di idrogeno, Dalton assegnò poi massa relativa 8 all’atomo di ossigeno. Tuttavia, ciò sarebbe stato corretto solo se la molecola d’acqua fosse stata HO.

Successivamente, il modello di Dalton fu criticato per alcuni limiti oggettivi; in primis, non era in grado di spiegare perché gli elementi si combinassero soltanto in certi rapporti. Inoltre, non prevedeva l’esistenza di formule di molecole di composti, l’esistenza di molecole di elementi, e l’esistenza di particelle subatomiche.

L'atomo

La materia dell'universo è costituita da piccolissime particelle fondamentali dette atomi.

1897 → Joseph John Thomson studiò i raggi catodici: scoperta dell’elettrone presente negli atomi di ogni elemento, l’atomo è dunque divisibile, in contrasto con la teoria delle palle da biliardo.

I raggi catodici sono raggi luminosi che vengono emessi quando si applica un’elevata differenza di potenziale a due elettrodi metallici dentro un tubo di vetro posto sotto vuoto. Osservando la direzione in cui questo raggio veniva deflesso, a causa dell’applicazione di un campo magnetico esterno, Thomson dimostrò che i raggi catodici erano fasci di particelle dotate di carica negativa provenienti dall’interno degli atomi costituenti l’elettrodo di carica negativo (detto catodo). Thomson constatò anche che tali particelle cariche (in seguito chiamate elettroni) erano identiche, qualunque metallo fosse adoperato: quindi gli elettroni dovevano far parte di tutta la materia. Infine, mise un mulino nel raggio catodico. Se gli elettroni lo muovevano, significa che hanno una massa. Facendo un lavoro che prevedeva modificare la differenza di potenziale tra i due elettrodi e l’intensità del campo magnetico trasversale riuscì a misurare il rapporto e/m_e e si accorse che le particelle dei raggi catodici avevano massa < di quella dell’atomo di H (in precedenza usato da Dalton come riferimento per calcolare la massa degli atomi): quindi, contrariamente alla teoria di Dalton, gli atomi sono divisibili.