Chimica generale ed inorganica per biotecnologie - parte 1/3

Chimica generale e inorganica

Introduzione

La chimica è quella scienza che studia la natura e la composizione della materia, le trasformazioni che essa subisce e le relazioni quantitative e qualitative che intervengono in tali trasformazioni.

Classificazione della materia

La materia è il costituente fisico dell'universo, occupa spazio ed è costituita da massa. Si può classificare in base a:

Stato fisico

• Solido: qualcosa che ha una forma ed un volume ben definito. Le molecole sono tenute strette tra di loro in posizioni ben definite.
• Liquido: Ha un volume definito ma prende la forma del recipiente e non può essere compresso. Le molecole sono molto vicine, si muovono velocemente e possono scivolare le une sulle altre.
• Gassoso: Non ha forma e volume definiti, tende ad occupare tutto lo spazio a sua disposizione, è comprimibile. Le molecole sono distanti e si muovono velocemente, comprimendo il gas cambia solo la distanza tra le molecole.

Composizione

• Sostanza pura: Costituita da materia che ha una composizione costante e che non dipende dall'origine del campione. Le proprietà di ciascun campione non possono essere modificate per ulteriore purificazione. Si dividono in:
  • Sostanze elementari o elementi: Una sostanza pura che ha composizione chimica invariabile e che non può essere scomposta in sostanze più semplici. Sono costituite da un unico tipo di componente detto atomo. Ognuno è caratterizzato da un simbolo, sono 118 di cui 90 si trovano in natura. Possono essere elementi atomici, quindi costituiti da un solo atomo, o molecolari, costituiti da due o più atomi (es: O₂).
  • Sostanze composte o composti: A composizione chimica costante e invariabile, costituite da atomi di almeno due elementi, combinati in composizioni ponderate e definite, e non separabili mediante metodi fisici. Le loro proprietà sono diverse dai loro componenti. Generalmente è coinvolto molto calore durante la loro formazione.
• Miscele: Costituite da più sostanze pure, hanno composizione variabile, stato fisico uguale o distinto, separabili mediante metodi fisici (purificazione, filtrazione, cristallizzazione, estrazione, centrifugazione, cromatografia che consiste nell'avere una striscia di carta o materiale assorbente con specifiche proprietà chimiche, i componenti della miscela avranno affinità diversa per il solvente, si può usare anche una colonna cromatografia per separare volumi maggiori). Generalmente è coinvolto poco calore durante la loro formazione. Possono essere:
  • Omogenee quando si distingue una sola fase.
  • Eterogenee quando si possono distinguere più fasi.

Atomo

La più piccola parte di un elemento che ne conservi le caratteristiche chimiche.

Cambiamenti fisici della materia

Implicano la variazione delle proprietà fisiche di una sostanza, senza una variazione della composizione chimica della sostanza stessa. Sono esempi di proprietà fisiche colore, temperatura, pressione, volume, densità, solubilità, punto di fusione ecc.

Cambiamenti chimici della materia

Implicano trasformazione di una sostanza in un'altra (reazione chimica) e sono vincolati dalle proprietà chimiche specifiche delle sostanze iniziali. Sono esempi di proprietà chimiche acidità, reattività con l'ossigeno, solubilità ecc.

Proprietà fisiche della materia

Si dividono in:

• Proprietà estensive: Che dipendono dalla quantità di materia e dalle dimensioni del campione, sono per esempio massa e volume.
• Proprietà intensive: Che non dipendono dalla quantità di materia e dalle dimensioni del campione, sono intrinseche nella materia, sono per esempio temperatura, densità, temperatura di fusione ed ebollizione.

Misure e unità di misura

Si usa in scienza il sistema internazionale. Il Kelvin è una scala di temperatura che parte dallo zero assoluto, in cui non esiste più movimento nella materia ed è -273° C. (K = C + 273,15)

Conversioni: 1 mL = 1cm³ 1L = 1dm³.

Accuratezza: Indica quanto ogni singola misura è vicina al valore corretto o reale.

Precisione: Se misuriamo n volte una grandezza e questi sono vicini allora saranno precisi, non è detto che siano accurati, per esempio un errore sistematico può causare questo problema. Esempi di errori sistematici sono taratura delle bilance, errore di parallasse e incurvatura dei liquidi in un capillare.

Cifre significative

Significa con quale sensibilità si sta misurando qualcosa. In una misura sono significative tutte le cifre tranne gli zeri iniziali. Nell'addizione e nella sottrazione il risultato ha lo stesso numero di cifre decimali di quelle presenti nel valore iniziale con meno cifre decimali. Nella moltiplicazione e nella divisione il risultato contiene lo stesso numero di cifre significative presenti nel valore iniziale misurato con il minor numero di cifre significative.

La struttura dell'atomo

La storia della scoperta della struttura atomica: Fin dall'antichità l'uomo si è interrogato sulla natura della materia. In particolare Eraclito formulò l'ipotesi dell'esistenza dell'atomo, ovvero la più piccola parte della materia, indivisibile ed indistruttibile. Gli studi sull'atomo continuano poi nel 1789, con Lavoisier, che formulò la legge della conservazione della materia: la somma delle masse delle sostanze che si formano in una reazione chimica è uguale alla somma delle masse dei reagenti (nulla si crea e nulla si distrugge). In seguito Proust e Berthollet nel 1799 elaborarono la legge delle proporzioni definite: il rapporto degli atomi costituenti un composto è costante. In seguito Dalton elaborò la legge delle proporzioni multiple: se due elementi chimici si combinano tra loro formando più composti, la massa di un elemento si combina con la massa dell'altro elemento secondo un rapporto tra numeri interi.

Nel 1803 Dalton elaborò la sua teoria atomica, in cui immaginava l'atomo come la più piccola sfera di materia, indivisibile ed indistruttibile, in cui gli atomi di ciascun elemento sono uguali e indistinguibili, e che formano i composti unendosi con atomi diversi. In realtà Dalton errava a pensare che l'atomo fosse la più piccola particella, infatti dal 1900 in poi i fisici scoprirono l'esistenza di particelle subatomiche. In particolare, studiando un tubo catodico (che usa un magnete per spostare gli elettroni del fascio) Thompson scoprì l'esistenza di piccole particelle, aventi massa e carica negativa, ovvero gli elettroni, che componevano il raggio catodico. Thompson riuscì a determinare il rapporto tra la carica e la massa dell'elettrone. Visto che in condizioni normali la materia non ha carica, è neutra, Thompson, non conoscendo l'esistenza del protone, ipotizzò che l'atomo avesse un modello a panettone in cui gli elettroni fossero immersi in una sostanza positiva, così da compensare la carica negativa.

Nel 1913 Millican, con l'esperimento delle gocce di olio, in cui le gocce di olio ricevevano alcune una carica negativa, alcune una positiva e alcune una nulla, ed equivalendo alla forza la carica a cui erano sottoposte le gocce, scoprì la carica effettiva dell'elettrone, e = 1,6 x 10^-19 C.

Esperimento di Rutherford della foglia d'oro: eseguito per verificare la teoria atomica a panettone di Dalton, fu colpita una foglia d'oro con delle particelle alfa, cariche positivamente, che andavano poi a marcare una lastra fotografica posta intorno al sistema; visto che il modello a panettone doveva essere neutro le particelle sarebbero dovute passare senza problemi, invece alcune vennero anche respinte o deviate. Per questo motivo elaborarono il modello atomico planetario, in cui l'atomo è per la maggior parte vuoto, con un nucleo positivo formato da protoni, con la stessa carica dell'elettrone ma massa maggiore, e con elettroni che orbitavano intorno a quest'ultimo. Nel 1930 venne scoperta anche l'esistenza del neutrone, presente nel nucleo insieme ai protoni, per compensarne le forze repulsive.

Il numero di massa e il numero atomico (protoni + elettroni) vengono scritti rispettivamente in alto a sinistra e in basso a sinistra del simbolo dell'elemento.

Lo strumento per misurare la massa di atomi e molecole è lo spettrometro di massa: simile ad un tubo catodico piegato, va a strappare atomi o molecole alla materia in questione, e grazie a dei magneti e all'analisi della deviazione che questi subiscono è possibile ricavare il rapporto tra carica e massa.

Le particelle subatomiche

Gli isotopi sono atomi aventi lo stesso numero atomico Z ma diverso numero di massa A. Si definisce abbondanza isotopica la percentuale di un tale isotopo presente in un dato campione dell'elemento normale, invece si definisce abbondanza isotopica naturale la percentuale di tale isotopo in natura.

La massa atomica è il rapporto tra la massa dell'atomo considerato e la massa di un atomo di riferimento al quale si assegna una massa arbitraria. La scala delle masse atomiche è basata sull'unità di massa atomica (uma) definita come 1/12 dell'isotopo 12C, pari a 1,66 x 10^-24g. Considerando che la maggior parte degli elementi è costituita da una miscela di diversi isotopi, la massa atomica di un elemento è rappresentato dalla media pesata delle masse atomiche dei vari isotopi.

La tavola periodica

Il numero atomico Z è uguale per tutti gli atomi di un dato elemento e permette di ordinare gli elementi in un progressivo sistema periodico, ovvero la tavola periodica. È divisa in gruppi (colonne) e periodi (righe). Gli elementi di uno stesso gruppo hanno le stesse caratteristiche chimiche. I gruppi principali sono:

• Gruppo uno, i metalli alcalini.
• Gruppo due, i metalli alcalino terrosi.
• Gruppo sette, gli alogeni.

Molecole e ioni

Sono molecole biatomiche quelle molecole formate da due atomi uguali, come una molecola di ossigeno e di idrogeno. Sono invece composti molecolari composti formati da due o più molecole uguali o diverse. Un atomo che perde o acquista uno o più elettroni è chiamato ione:

• Anione: o ione positivo, che ha perso un elettrone.
• Catione: o ione negativo, che ha acquistato un elettrone.

In base alla posizione di un elemento nella tavola periodica si può determinare l'elettronegatività di quell'elemento, e quindi la sua tendenza ad acquistare o perdere elettroni, per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino.

Reazioni chimiche

Una reazione chimica è un processo o trasformazione della materia che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. Una reazione chimica viene rappresentata mediante un'equazione chimica. Per la legge della conservazione della massa e della materia l'equazione chimica deve essere bilanciata, generalmente si bilanciano prima i metalli, poi i non metalli, poi gli idrogeni ed infine gli ossigeni. (Es: 2Na + H₂O = 2NaOH + H₂). In una reazione chimica inoltre va indicato anche lo stato di aggregazione in cui si trovano i reagenti ed i prodotti.

Esistono diversi tipi di reazioni chimiche:

• Reazioni di combustione: Coinvolgono l'ossigeno e generano generalmente CO₂ e acqua. Se in una combustione viene prodotto solo diossido di carbonio la reazione si dice completa, se invece viene anche prodotto monossido di carbonio si dice incompleta.
• Combinazione e decomposizione: Sono uno l'opposto dell'altra. Nella combinazione si parte da due sostanze e se ne ottiene una terza che è l'insieme delle due. La decomposizione è il contrario, da una sostanza se ne generano almeno due, e si genera generalmente per effetto di calore.

Le reazioni chimiche si possono anche scrivere tenendo conto della dissociazione in ioni dei reagenti e dei prodotti che avviene in soluzione acquosa. Spesso nelle reazioni ioniche alcuni ioni non subiscono trasformazione nel passare dai reagenti ai prodotti, questi vengono chiamati ioni spettatori e possono essere omessi nell'equazione ionica. In questo caso oltre al bilancio di massa bisogna effettuare anche un bilancio di carica.

La mole

È l'unità di misura della quantità di sostanza, in particolare è il rapporto tra la massa dell'atomo considerato e la massa di un atomo di riferimento al quale si assegna una massa arbitraria. Una mole è definita come la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi presenti in esattamente 12 g di C, questo valore è il numero di Avogadro: N = 6,022 x 10²³.

Massa Molare: Una mole di una sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle, ma avrà una diversa massa in base alla sostanza considerata. La massa di una mole di un elemento, espressa in grammi, è uguale alla massa atomica dell'elemento espressa in UMA.

Tra la massa m di una generica specie chimica, il suo peso atomico ed il numero di moli esiste la seguente relazione: Il peso molecolare di una generica sostanza si ottiene dalla somma dei pesi atomici degli elementi di cui è costituita la molecola (moltiplicare per pedici).

Massa molare = massa atomica x pedice

Stechiometria

È l'aspetto della chimica che si occupa delle relazioni quantitative esistenti tra le masse di sostanze dei reagenti e quelle prodotte nella reazione chimica. Quando si vuole risolvere un problema di stechiometria è necessario trasformare le quantità di grammi note nel numero di moli corrispondenti. Le reazioni chimiche bilanciate infatti forniscono informazioni sui rapporti tra le moli delle specie che vi partecipano. Per risolvere i problemi stechiometrici è necessario tener conto dei rapporti stechiometrici, ovvero del rapporto di interdipendenza tra le moli delle varie sostanze che partecipano al processo (coefficenti stechiometrici).

Esempio 1: H₂SO₃ —> per una mole di H₂SO₃ ce ne saranno 2 moli di H, 1 mole di S, e 3 moli di ossigeno.

KxOy —> non conosco i pedici, ma so che K in natura è al 83,02% —> lavoro su 100 g —> K=83.02 g —> O=100g – 83.02=16.98g nK= m/MM —> 83.02g/39.10=2.123 mol nO=m/MM —> 16.98/16=0,061 mol

Nell'assegnare i coefficienti stechiometrici si deve arrivare alla formula minima: bisogna assegnare il minimo numero stechiometrico a ciascun composto coinvolto nella reazione, anche dividendo per il coefficiente stechiometrico presente minore se possibile.

Esempio 2: C, H, O sono i componenti della vitamina C. Bruciandola, si scopre la sua composizione: C=40,9%, H=4,58%, O=54,5% —> si converte in grammi —> nC=40,9g/12=3,40mol. nH=4,58g/1=4,5mol. nO=54,5g/16 = 3,41mol. ora si divide tutto per il numero di moli più piccolo (3,41)—> C₁H_1.33O₁ Moltiplicando per 3 si ottiene C₃H₄O₃, ovvero la formula minima del composto. Se si conosce la massa molecolare del composto si può individuare il vero rapporto stechiometrico del composto.

Esempio 3: MM_vitc=176 g/mol MM_{formulaminima}=88,065 Rapporto= 176g/mol / 88.965 g/mol = 2 Formula definitiva (minima x rapporto) —> C₆H₈O₆

Reagente limitante

È quel reagente presente nell'ambiente di reazione in quantità inferiore rispetto a quella richiesta dal rapporto stechiometrico, la completa trasformazione del reagente limitante ne determina la scomparsa dall'ambiente della reazione e questo impedisce alla reazione di proseguire fino alla totale scomparsa di tutti i reagenti. Quando i reagenti non sono presenti in quantità corrispondenti ai rapporti stechiometrici occorre sempre impostare i calcoli sul reagente limitante.

Esempio: N₂(g) + 3H₂(g) = 2NH₃ (g) . Quante sono le moli di NH₃ che si sviluppano? nN₂ = 3,0 mol idrogeno è limitante: nH₂= 6,0 mol. Dovrei averne 9,0 mol (poiché dopo bilanciamento per 1 mol di N₂ ne devo avere 3 di H₂) 1 N₂ : 3 H₂ = X N₂ : 6 H₂ Che reagiscono con 6 mol di H₂ sono solo 2 mol di N₂

Resa di una reazione

È il rapporto tra quantità di prodotto ottenuto e quantità di prodotto aspettato, non sempre è possibile ottenere i prodotti di reazione in quantità corrispondente a quella prevista dai rapporti stechiometrici anche in presenza di reagente limitante, perché non sempre una reazione procede fino alla completa scomparsa dei reagenti o del reagente limitante.

Termodinamica e termochimica

Questa scienza è stata studiata nel secolo scorso con la rivoluzione industriale per studiare le macchine a vapore.

Energia

L'energia è tutto ciò in grado di produrre lavoro o calore. Tutti i tipi di energia si possono raggruppare in due gruppi:

• Energia cinetica: Tutto ciò che compie un movimento. K=1/2 mv².
• Energia potenziale: È associata alla posizione. Può essere di diversi tipi.

In chimica si usano entrambi i campi di energia, quella cinetica per il movimento delle molecole, e quella potenziale per le interazioni elettrostatiche tra le molecole. L'energia potenziale elettrostatica è espressa dalla formula E_p=K (Q₁Q₂)/d. Quando la distanza tende ad infinito, l'energia tende a zero, sia che le cariche abbiano segno uguale o opposto.