Esame Chimica generale ed inorganica

Il metodo scientifico

A cura di Gaia Ilari

Quello che distingue la scienza dalle altre discipline è proprio il metodo di studio utilizzato.

Originariamente i matematici greci utilizzavano un metodo deduttivo, ma a partire dal 1700 con figure come Galilei, Keplero, Newton o Francis Bacon si preferì l’utilizzo di un metodo induttivo, da cui deriva l’attuale metodo sperimentale.

Si parte da leggi naturali, enunciati concisi espressi in termini matematici di fenomeni naturali: il successo di tale legge naturale dipende dalla sua capacità di riassumere osservazioni e previsioni su un determinato fenomeno, al seguito dell’esecuzione di un esperimento.

Tali leggi o modelli, però, non devono essere considerati veri in maniera assoluta poiché può sempre essere verificato un esperimento che possa andare ad invalidare tale teoria.

Il metodo scientifico si può riassumere in semplici passaggi:

• Osservazione di un fenomeno.
• Formulazione di un’ipotesi.
• Verifica dell’ipotesi attraverso un esperimento.
• Confronto tra dati previsti dall’ipotesi e dati sperimentali.
• Formulazione di una teoria o modello.

Cos’è la chimica?

La chimica è quella scienza che studia la materia, la sua composizione e le sue proprietà.

Bisogna fare chiarezza su questi 3 concetti:

• Materia: la materia è qualsiasi cosa occupi uno spazio, ha una proprietà nota come massa e possiede inerzia, e si presenta in 3 stati di aggregazione: solido, liquido e aeriforme.
• Composizione: si riferisce alle componenti della materia e ai rapporti tra quest’ultimi, rapporti di proporzionalità.
• Proprietà: sono le caratteristiche che possono essere utilizzate per descrivere i vari campioni di materia e differenziarli gli uni dagli altri.

In genere, per distinguere i diversi campioni di materia, si fa riferimento alle proprietà e alle trasformazioni chimiche e fisiche:

Proprietà fisiche e proprietà chimiche

Processi o trasformazioni fisiche e chimiche

Classificazione della materia

La particella più piccola della materia è l’atomo.

Un insieme di atomi dello stesso tipo costituisce un elemento chimico: sono stati individuati e riconosciuti dalla IUPAC un totale di 118 elementi, di cui 90 naturali e i restanti di origine artificiale, organizzati in una sorta di “tabella” con una specifica disposizione, detta tavola periodica degli elementi.

La molecola è l’entità più piccola di aggregazione atomica per la formazione dei composti chimici, ovvero sostanze in cui atomi di diversi elementi sono combinati tra loro e sono suddivisibili nei loro componenti attraverso metodi chimici.

A seconda delle sostanze e di come queste sono legate tra loro, le miscele/i composti mantengono le loro proprietà chimico-fisiche e si differenziano in:

• Miscele omogenee: se la composizione e le proprietà del composto rimangono invariate e uniformi in qualsiasi suo punto preso in considerazione, soluzione.
• Miscele eterogenee: se i componenti si separano in regioni distinte, per cui la composizione e le proprietà del composto variano a seconda della zona presa in esame.

Le componenti delle miscele possono essere separate attraverso metodi fisici.

Stati della materia

Gli stati della materia sono:

• Solido: gli atomi e le molecole sono in stretto contatto tra loro, spesso disposte in una struttura organizzata: il cristallino, avendo così forma e volume propri.
• Liquido: gli atomi e le molecole sono più distanziati rispetto che ai solidi, occupano un volume definito ma non hanno forma propria.
• Aeriforme: gli atomi e le molecole sono molto distanziati tra loro.

Misura della materia: SI, sistema internazionale delle unità

La chimica è una scienza quantitativa, il che significa che ha bisogno di determinate misure standard cui poter effettuare confronti sulla materia presa in esame.

Il SI è un sistema decimale, ovvero, le grandezze differiscono dall’unità base di potenze di dieci e vengono sempre precedute da un prefisso. Talvolta occorre effettuare delle conversioni tra unità SI.

Massa

La massa descrive la quantità di materia presente in un oggetto, l’unità di misura nel SI è il chilogrammo (kg), anche se comunemente vengono usati i grammi (g).

Il peso, invece, rappresenta la forza di gravità esercitata su un oggetto, ed è direttamente proporzionale alla sua massa; questo spiega perché il valore del peso, a seconda della zona in cui è studiato, può variare, ad esempio andando sulla luna, mentre il valore della massa rimane sempre costante.

Lo strumento di misurazione adottato è la bilancia.

Temperatura

La temperatura è espressa in gradi e vi sono 3 scale di misurazione, anche se solo una è quella accettata universalmente dal SI; lo strumento di misura è il termometro.

Fahrenheit, Celsius, Kelvin.

In genere vengono presi in considerazione due valori fissi, la cui misurazione però varia a seconda della scala utilizzata:

• La temperatura di fusione del ghiaccio; [0 C; 0 K].
• La temperatura di ebollizione dell’acqua [100 C; 373 K].

1 grado Celsius = 273,15 Kelvin.

Densità

La densità è il rapporto tra la massa e il volume di una sostanza e nel SI si misura in [kg/m³].

Nonostante massa e volume siano proprietà estensive, ovvero che il loro valore dipende dalla quantità di sostanza, la densità è una proprietà intensiva, quindi il suo valore non dipende dalla quantità di sostanza presa in esame.

Poiché il volume dipende dalla temperatura, allo stesso modo anche la densità della materia è una funzione della temperatura. Quindi, la densità dipende da:

• Temperatura; ρ = [Kg/m³].
• Stato della materia, solido, liquido o aeriforme.

Incertezze nelle misure scientifiche

Tutte le misure sono soggette ad errori, errori sistematici o casuali.

• La precisione fa riferimento alla vicinanza tra le varie misure ottenute.
• L’accuratezza fa riferimento alla vicinanza del valore ottenuto al valore vero.

Il metodo migliore per esprimere un risultato preciso è quello di effettuare una media tra i valori ottenuti tramite misurazioni, concentrandosi sulle cifre significative: sono cifre significative tutte quelle cifre diverse dallo zero; lo zero solo in due casi non si può considerare cifra significativa:

• Quando precede il punto decimale.
• Quando segue il punto decimale, ma precede la prima cifra diversa da zero.

Atomi e teoria atomica

Legge di conservazione della massa: Lavoisier

Lavoisier attraverso lo studio di un esperimento formulò la legge della conservazione della massa:

La materia non si crea né si distrugge, poiché la massa totale delle sostanze misurata al termine dell’esperimento era uguale alla massa totale misurata prima dell’esperimento.

Legge delle proporzioni definite: Proust

In un composto, il rapporto tra i pesi degli elementi è definito e costante.

Percentuale in peso = × 100%.

Legge delle proporzioni multiple: Dalton

La legge di Dalton venne formulata a partire da tre assunzioni:

• Ogni elemento chimico è composto da particelle indistruttibili dette gli atomi: gli atomi, durante una reazione, non si possono né creare né distruggere.
• Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno stessa massa e stesse proprietà, mentre atomi di elementi diversi hanno masse e proprietà diverse.
• Gli atomi interagiscono tra loro secondo un rapporto numerico semplice, definito e costante, ad esempio: un atomo A reagisce con due atomi di B → AB₂.

Se due elementi formano più di un singolo composto, le masse di un elemento combinate con una massa fissa del secondo stanno tra loro come numeri interi piccoli.

Ad esempio, combinando ossigeno e carbonio si ottengono diversi ossidi del carbonio: se facessimo reagire in un composto 1 g di C con 1,333 g di O₂ in un composto, e 2,667 g di O₂ in un secondo composto, si nota che nel secondo composto la quantità di ossigeno è pari esattamente al doppio rispetto che nel primo: quindi deduciamo che la formula minima nel primo composto è CO mentre nel secondo composto è CO₂.

Legge delle combinazioni gassose

A temperature e pressione costanti, quando due gas si combinano i loro volumi stanno in un rapporto semplice e se il prodotto di tale reazione è anch’esso un gas allora il suo volume sta in un rapporto semplice con i volumi dei gas che lo compongono.

Legge di Avogadro

In condizioni standard di temperatura e pressione, volumi uguali di uno stesso gas, o di gas diversi, contengono lo stesso numero di particelle, atomi o molecole.

Regola di Cannizzaro

Le diverse quantità in peso con cui un elemento si trova nei pesi molecolari dei suoi composti sono pari o multiple del suo peso atomico.

La scoperta degli elettroni: introduzione

Grazie agli studi condotti tra ‘800 e ‘900, gli scienziati compresero che vi è una stretta correlazione tra fenomeni elettrici e fenomeni magnetici.

Alcuni oggetti presentano una proprietà detta carica elettrica: quest’ultima può essere positiva (+) o negativa (-).

Le cariche positive e le cariche negative, quindi quelle cariche discordi, tendono ad attrarsi, neutralizzando così la loro carica complessiva, mentre le cariche di segno concorde, due cariche positive o due cariche negative, tendono a respingersi con grande forza.

Tutta la materia è fatta di particelle cariche. Un oggetto che ha una carica neutra ha lo stesso numero di particelle positive e negative; se il numero di particelle positive supera quello delle particelle negative allora l’oggetto ha carica positiva, e viceversa.

Le particelle cariche elettricamente se sottoposte a campo magnetico deviano la loro direzione in un percorso curvo su un piano perpendicolare al campo.

La scoperta degli elettroni

Gli elettroni vennero scoperti grazie a degli esperimenti condotti attraverso l’utilizzo del CRT = tubo a raggi catodici da Faraday, originariamente riconosciuti come i raggi catodici.

Facendo passare corrente attraverso tubi di vetro sottovuoto vennero scoperti raggi catodici, un tipo di radiazione emessa dalla piastra negativa, catodo, del generatore verso la piastra positiva, anodo, raggi visibili solo grazie alla luce emessa dal materiale che colpiscono: questi materiali prendono il nome di fosfori e sono in genere posizionati all’estremità del tubo per poter osservare il percorso del fascio di elettroni.

I raggi catodici si muovono lungo una linea retta ma il loro percorso può essere deviato in presenza di un campo elettrico o magnetico per via della presenza di un polo positivo.

Nel 1874 grazie a George Stoney si cominciò a parlare di particella di carica elettroni, q = -1,6022 × 10^-19 C e presente in tutti gli atomi.

A partire da queste scoperte, si cominciarono ad ipotizzare i primi modelli atomici, tra cui ricordiamo il modello a panettone di Thomson: secondo questo modello, in un atomo neutro gli elettroni sono immersi e dispersi in una nube carica positivamente in modo da bilanciare la differenza di carica, come se fossero l’uvetta del panettone.

Questo modello atomico spiega anche i raggi canale, fasci di protoni: all’interno del tubo di Crookes modificato, i raggi catodici collidono con un gas che causa così l’espulsione di un elettrone dall’atomo. A questo punto prevale la carica positiva nell’atomo che di conseguenza viene attratto dal catodo.

A cavallo tra la fine dell’Ottocento e l’inizio del Novecento, Becquerel aveva scoperto la radioattività, ovvero la capacità da parte di alcuni elementi di emettere particelle subatomiche, le cosiddette radiazioni. Sono stati identificati tre tipi di raggi:

• Raggi alfa: radiazioni molto leggere identiche agli ioni di elio (He²⁺), ovvero particelle con due unità di carica positiva della stessa massa.
• Raggi beta: sono radiazioni di carica negativa dovute alle variazioni nel nucleo e hanno stesso comportamento degli elettroni.
• Raggi gamma: sono radiazioni elettromagnetiche con alto potere di penetrazione.

Le proprietà di un elemento chimico radioattivo variano se esso subisce un decadimento radioattivo poiché avvengono cambiamenti a livello subatomico che fanno sì che l’elemento si trasformi in un altro elemento, nel cosiddetto tempo di dimezzamento, durante il processo di trasmutazione.

Dalla scoperta della radioattività deriva il modello atomico nucleare di Rutherford: modello a panettone, Thomson, → modello planetario, Rutherford.

Rutherford aveva bombardato una sottilissima lamina d’oro con delle particelle alfa emesse dall’uranio e si aspettava che quest’ultime attraversassero tranquillamente la lamina, senza deviazioni, invece notò che:

• La maggior parte delle particelle alfa non subiva deflessioni.
• Alcune particelle venivano leggermente deflesse.
• 1 particella ogni 20000 veniva respinta in maniera violenta: ciò significa che la massa e la carica positiva dell’atomo si trovavano in una regione molto piccola.

Da qui i presupposti per modificare il modello atomico di Thomson, concludendo che:

• L’atomo presenta una porzione centrale, detta nucleo, in cui sono accumulate le particelle positive, mentre per la maggior parte è costituito da spazio vuoto in cui ruotano gli elettroni.
• Il valore della carica positiva varia a seconda del tipo di atomo.
• Gli atomi sono neutri, quindi il numero di elettroni deve essere uguale al numero di protoni per controbilanciare le cariche.

Con questo modello Rutherford presuppone l’esistenza di particelle neutre insieme ai protoni nel nucleo, detti neutroni, i quali vennero effettivamente scoperti nel 1932 da Chadwick: dimostrò che una reazione ad alto potere penetrante consisteva in fasci di particelle neutre emesse dai nuclei atomici, fasci che non venivano attratti né dall’anodo né dal catodo.

Attuale modello atomico quanto-meccanico

L’atomo è costituito da particelle subatomiche:

• Protoni.
• Elettroni.
• Neutroni.

Protoni e neutroni, formano il nucleone, sono situati all’interno del nucleo atomico, mentre attorno al nucleo si sviluppa la nube elettronica in cui si trovano gli elettroni che ruotano negli orbitali, ovvero, quella regione di spazio in cui è molto alta la probabilità di trovare un elettrone in movimento, circa pari al 95%.

Il volume dell’atomo è determinato dalla nube elettronica e in un atomo neutro il numero delle cariche positive è pari al numero di cariche negative, visto che i neutroni avendo carica q = 0 non contribuiscono alla carica totale atomica.

Gli atomi non possono essere separati nelle rispettive componenti subatomiche tramite reazioni chimiche, ma tramite reazioni nucleari.

Proprietà atomiche

• Numero atomico Z: indica il numero di protoni, che è uguale al numero di elettroni.
• Numero di massa A: indica il numero totale di protoni e neutroni, A = n + p.
• L’unità di massa atomica: 1 uma = .

Il concetto di elemento

Dopo aver definito l’atomo e la sua composizione si può affermare che tutti gli atomi con stesso numero di protoni fanno parte dello stesso elemento.

L’elemento è una sostanza che non può essere suddivisa in altre sostanze più piccole attraverso metodi chimici.

Sono stati riconosciuti 118 elementi, i primi 92 presenti in natura mentre gli altri di origine artificiale, e sono organizzati secondo una specifica ripartizione all’interno della tavola periodica e riconosciuti con un simbolo specifico, in genere un’abbreviazione del nome, e un nome chimico.

Isotopi: si definiscono isotopi o nuclidi atomi con stesso numero atomico ma diverso numero di massa, differendo così per numero di neutroni nel nucleo.