Riassunto esame Chimica generale ed inorganica, Prof. Bortolus Marco, libro consigliato Elementi di chimica, L. Palmisano

Chimica generale e inorganica con elementi di chimica-fisica

Lezione 1 – Metodo scientifico, unità di misura, cifre significative

Il metodo scientifico è la modalità con cui la scienza procede per raggiungere una conoscenza della natura verificabile, raccogliendo dati alla luce dell’ipotesi teoriche che sono da verificare e procedendo con un’analisi rigorosa, logico razionale e, dove possibile, matematica degli stessi. La chimica, come altre scienze, si avvale del metodo sperimentale, ossia l’utilizzo di esperimenti in condizioni controllate per verificare le ipotesi fatte. Fondamentale è il concetto di misura. Galileo è considerato il padre fondatore del moderno metodo sperimentale.

La misura

La misura è il risultato dell’interazione fra due sistemi fisici: il sistema oggetto di studio e lo strumento utilizzato.

• Si possono distinguere due tipi di misura:
  1. Misura diretta: confronto diretto con la grandezza campione
  2. Misura indiretta: si ricava dalla misura di altre grandezze
• Le grandezze fisiche fondamentali sono in numero limitato. Le altre grandezze vengono derivate da queste.
• Le grandezze fondamentali sono tra loro indipendenti e la scelta della loro unità di misura non influisce sulle altre.
• La scelta dell’unità di misura può essere arbitraria.

La materia

La materia ha sia delle proprietà fisiche (legate a fenomeni in cui non sono coinvolte trasformazioni a livello atomico) sia delle proprietà chimiche (legate a possibili trasformazioni atomiche).

• Sono descritte da grandezze fisiche
• Hanno una definizione oggettiva e quantitativa
• Sono misurabili (direttamente o indirettamente)

Unità di misura nel Sistema Internazionale (SI)

Da queste sette unità fondamentali derivano poi tutte le altre unità utilizzate.

Notazione scientifica

La notazione scientifica di scrittura di un numero segue la forma: m x 10±n; mE±n. L'esponente viene utilizzato per scrivere numeri molto grandi o molto piccoli e semplifica le operazioni aritmetiche. Nelle calcolatrici scientifiche si usa il tasto EXP per scrivere un numero in notazione scientifica. Il tasto ENG serve per trasformare il numero in notazione ingegneristica che limita gli esponenti solo ai multipli di tre (10±3, 10±6, 10±9, ...). Le regole per le potenze si applicano quando si fanno i conti in notazione scientifica.

Esempi:

• 7 • 10,000,000 = 1 x 10⁷ (nota, il segno + si omette dando per scontato che l’esponente sia positivo)
• 0.0000001 = 1 • 10^-7 = 100 • 10^-9 (in notazione ingegneristica)
• (3 x 10⁶)(4 x 10³) = (3x4) x 10⁶⁺³ = 12 x 10⁹
• (2.4 x 10⁴)³ = (2.4)³ x 10^4x3 = 13.824 x 10¹²
• (6.53 x 10^-3)² = (6.53)² x 10^-3x2 = 42.64 x 10^-6
• 3⁸x10^-6 = (8x10^-6)^1/3= (8)^1/3 x 10^-6/3 = 2 x 10^-2

Cifre significative

• Le cifre con cui viene comunicato un numero sono le cifre significative (CS). Nelle CS di un numero è implicita la precisione con cui viene determinato. Sono quindi le cifre che racchiudono un’informazione certa. Se gli zeri vengono scritti implica che sono significativi.
• Il concetto di CS presuppone la stima dell’errore sul numero: l’incertezza è sull’ultima CS del numero.
• Le CS dell’errore e del numero non sono indipendenti, l’errore limita le CS del numero: non è corretto scrivere che un volume sia 105.25 mL ± 1. mL, bisogna scrivere 105. ± 1. mL.
• Nella notazione scientifica le CS sono date dalle cifre presenti nella mantissa. Dire che un volume è V = 5.25x10^-6 L, implica che l’incertezza sul volume è sulla seconda cifra dopo la virgola (3 CS). In pratica potremmo scrivere 5.25x10^-6 L ± 1x10^-8 L = (5.25 ± 0.01)x10^-6 L. Nota: 5.25x10^-6 (3 CS) vs 5.250x10^-6 (4 CS).

Esempi:

• CS dei numeri: 100. (3CS); 1000. (4CS) = 1.000x10^-3 (4CS); 3.00x10¹⁵ (3CS); 3.25x10⁵ (3CS);

Operazioni con cifre significative

• Nelle somme/differenze il risultato deve avere tante cifre decimali quante ne ha il numero con meno cifre decimali.
• Nei prodotti/divisioni il risultato deve avere lo stesso numero di CS dell’operando che ne ha meno.

Esempi:

• 2511.1 + 1.25 = 2512.35 → 2512.3
• 1.25x10² x 1.005 = 1.25625x10² → 1.26x10²
• 125.0 x 1.005 = 125.625 → 125.6

➢ I calcoli vanno fatti mantenendo tutte le cifre, alla fine una volta stabilite le CS i numeri vanno arrotondati. Questo è molto importante negli esercizi di Chimica, dove piccole variazioni nelle cifre utilizzate a monte possono portare a notevoli variazioni di risultato!

➢ L’arrotondamento del 5 è ambiguo: esistono vari metodi, tutti corretti, basta essere consistenti. Personalmente suggerisco il metodo usato nella programmazione di arrotondare al pari più vicino (vedi esempi) che statisticamente porta su molti arrotondamenti ad avere tanti per eccesso quanti per difetto.

RIASSUMENDO:

• La scienza moderna si basa sul metodo scientifico, un approccio razionale e matematico in base al quale per spiegare i fenomeni si fanno delle ipotesi. Le ipotesi vanno verificate con un esperimento (riproducibile) il quale si traduce poi in una misura.
• Un misura produce un numero con un’unità di misura e una certa precisione espressa dalle cifre significative con cui quel numero è scritto.

Lezione 2 – Breve storia della chimica

La chimica

Definizione del dizionario Zanichelli: Scienza che studia la composizione, la struttura, le proprietà e le trasformazioni delle varie sostanze che costituiscono la materia. Quindi gli alimenti e le bevande sono nel dominio della chimica!

• Chimica generale, che tratta dei principi e delle leggi fondamentali di questa scienza;
• Chimica inorganica, che tratta della materia inorganica;
• Chimica organica, che tratta della materia organica, ossia dei composti del carbonio;
• Chimica fisica, che tratta dei fenomeni aventi insieme natura chimica e fisica (interazione radiazione/materia);
• Chimica biologica, biochimica;
• Chimica farmaceutica, che studia e realizza l’isolamento e la sintesi di sostanze fornite di attività terapeutica;
• Chimica industriale, che studia le applicazioni industriali della chimica.

Brevissima storia della chimica

Nasce come Alchimia (alchimia deriva dall’Arabo كيمياء or kīmiyā’ che a sua volta potrebbe derivare dall’Egiziano antico kemi, nero) disciplina empirica e filosofica che classifica le sostanze, le loro proprietà e le loro trasformazioni. Diventa moderna quando comincia ad applicare il Metodo Scientifico delineato da Galileo Galilei.

• Antica Grecia. Democrito teorizza una prima idea di atomo e Platone conia il termine elementi (stoicheia) e nel Timeo discute di corpi organici e inorganici.
• «Medio Evo». Tra il mondo arabo e l’Europa si sviluppano vari processi chimici e si isolano sia composti (acidi, basi, sali) che elementi (metalli). 700-800 D.C. Le radici della moderna tecnologia di distillazione sono poste dal mitico alchimista persiano Abū Mūsā Jābir ibn Ḥayyān.
• ➢ XVII secolo, impostazione della chimica sperimentale. 1661 inizio convenzionale della chimica moderna. Robert Boyle pubblica «The Sceptical Chymist», trattato sulla differenza tra chimica e alchimia che contiene le prime idee moderne di atomo, molecola e reazione chimica.
• ➢ XVIII secolo, scoperta di elementi e impostazione della termodinamica. 1787-1789. Antoine Laurent de Lavoisier pone le basi della nomenclatura chimica in «Méthode de nomenclature chimique» e della stechiometria e dell’analisi quantitativa in «Traité Élémentaire de Chimie».
• ➢ XIX secolo, la chimica ha quasi la forma attuale. 1869. Dmitrij Ivanovič Mendeleev pubblica la prima tavola periodica degli elementi moderna, organizzando i 66 elementi noti all’epoca secondo il peso atomico.
• ➢ XX secolo, la meccanica quantistica razionalizza la struttura atomica e i risultati della spettroscopia.

La materia

• La materia è tutto ciò che occupa spazio ed è quindi dotato di massa ed inoltre possiede energia.
• La materia può essere visibile o invisibile: pensiamo all’acqua, al vetro, alla carta ma anche all’aria che pur essendo invisibile è materia ovvero dotata di massa ed occupa un certo volume (un palloncino gonfiato con aria messo sulla bilancia ha una certa massa ed inoltre occupa un volume).
• La materia ad occhio nudo sembra continua ovvero senza spazi vuoti ma in realtà essa è discontinua cioè costituita da particelle chiamate atomi e molecole; queste sono in continuo movimento e tra di esse si esercitano forze di attrazione (legami) che determinano lo stato di aggregazione della materia.

Proprietà chimiche e fisiche

• Proprietà Fisiche: Proprietà che una sostanza presenta in se stessa, senza che si trasformi o interagisca con un’altra sostanza. Esempi: punto di fusione, punto di ebollizione, densità, massa, morbidezza, sapore, temperatura, dimensione, colore, durezza, conducibilità.
• Trasformazione Fisica: Una sostanza varia la sua forma fisica, ma non la sua composizione.
• Proprietà Chimiche: Si evidenziano quando una sostanza cambia o reagisce per formare un’altra sostanza. Esempi: infiammabilità, corrosività, reattività verso acidi, tossicità.
• Trasformazione Chimica: Si identifica come reazione chimica quando una o più sostanze si convertono in una o più sostanze differenti. Esempi: combustione di idrocarburi o carboidrati, scomposizione dell’acqua nei suoi due componenti idrogeno e ossigeno al passaggio di corrente elettrica, maturazione di un frutto, digestione di un alimento.

Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma.

Proprietà intensive ed estensive

• Proprietà Estensive: Dipendono dalla quantità o dalle dimensioni del campione. Esempi: massa, volume, energia, entropia, capacità termica, quantità di materia.
• Proprietà Intensive: Non dipendono dalla quantità o dalle dimensioni del campione. Esempi: temperatura, pressione, colore, densità, punto di fusione/ebollizione, concentrazione, indice di rifrazione, tensione superficiale, viscosità.

Elementi e composti

Elemento: sostanza pura in cui tutti gli atomi costituenti, presi singolarmente, hanno uguale il numero e la disposizione degli elettroni. Gli elementi sono i costituenti di tutte le sostanze conosciute. Gli elementi naturali sono 90. Sono ordinati in base al numero atomico in una tabella, detta sistema periodico degli elementi (tavola periodica).

Composto: sostanza, di composizione chimica definita, risultante dall’unione di due o più elementi diversi. Le loro proprietà dipendono dagli elementi e dal modo in cui sono legati tra loro.

• Acqua: composta di idrogeno e ossigeno, H₂O
• Anidride Carbonica: composta di carbonio e ossigeno, CO₂
• Acido Cloridrico: composto di idrogeno e cloro, HCl

Miscele omogenee ed eterogenee

Una miscela è una combinazione variabile di due o più sostanze pure. In una miscela omogenea tutta la materia è in un’unica fase (solido, liquido, gas, plasma, cristallo liquido, ...).

In una miscela eterogenea la materia è presente in più fasi. L’attraversamento della interfaccia tra due fasi diverse è caratterizzata dalla variazione discontinua di una o più proprietà intensive del sistema.

Diagramma di flusso della materia

• La chimica studia la materia, la sua composizione e le sue trasformazioni.
• I composti nelle reazioni chimiche si trasformano e gli elementi che li compongono non si creano, non si modificano, e non si distruggono; semplicemente si riassemblano.
• La materia ha sia proprietà fisiche intrinseche, sia proprietà chimiche che dipendono da come questa si comporta nelle reazioni chimiche. Le proprietà possono dipendere dalla quantità di campione o meno (estensive vs intensive).
• La materia può essere costituita, andando per grado di complessità crescente, da elementi, da composti, da miscele omogenee e da miscele eterogenee.

Cucina molecolare

Il nome più famoso è quello dello Chef Spagnolo Ferran Adrià che in Spagna rende popolare a livello mondiale quella che è chiamata Gastronomia o Cucina Molecolare: l’applicazione di principi chimico-fisici alla preparazione dei cibi, per ottenere consistenze inaspettate.

Nella maggior parte dei casi si sfruttano miscele eterogenee per ottenere consistenze non tradizionali, oppure metodi di cottura che permettano una diversa trasmissione del calore e temperature non usuali.

• Gelato preparato con azoto liquido (congelamento rapido produce microcristalli)
• «Arie» saporite (schiume di liquidi saporiti dolci o salati stabilizzati da emulsionanti)
• «Cagliate» d’uovo o altre cotture dell’uovo (coagulazione delle proteine dell’uovo in alcool o a bassa temperatura)
• «Frittura» nel glucosio (uso dello zucchero fuso come mezzo di cottura)
• Sferificazione di succhi o altri liquidi (chiudere dei liquidi in gel di alginato)

Gli stati della materia

Fase: una porzione di materia che presenta stato fisico e composizione chimica uniformi. Processo che prevede la cessione di calore dal sistema all’ambiente. Processo che prevede l’assorbimento di calore da parte del sistema.

Lezione 3 – Le basi della teoria atomica

➢ Democrito (468-370 a.C.) / Epicuro (341-270 a.C.) / Lucrezio (96-11 a.C.): basi del concetto di «atomo» come particella costituente la materia.

➢ Lavoisier (1785) enuncia la legge di conservazione della massa.

➢ Proust (1799) enuncia la legge delle proporzioni definite.

➢ Dalton (1807) enuncia la legge delle proporzioni multiple; atomo indivisibile; la materia è composta da atomi.

Legge di Lavoisier (della conservazione della massa)

Nel corso di una reazione chimica la massa totale del sistema sottoposto a reazione non cambia: nulla si crea e nulla si distrugge, tutto si trasforma.

2Hg + O₂ → 2HgO (300°C)

2HgO → O₂ + 2Hg (500°C)

1. La "calce di mercurio" (HgO) per riscaldamento perde peso.
2. Il gas liberato era “simile” a quello usato per la preparazione della "calce di mercurio" da mercurio e aria.
3. Il gas prodotto dalla reazione aveva lo stesso peso perso dalla "calce di mercurio".

Legge di Proust (delle proporzioni definite)

• In un composto il rapporto in peso tra gli elementi è definito e costante, qualunque sia la sua origine o provenienza.
• Ad esempio, la composizione dell’acqua è sempre la stessa: 11,2% di H e 88,8% di O (in peso).

Teoria atomica di Dalton

• La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili.
• Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche.
• Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse.
• Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli.

Legge di Dalton (delle proporzioni multiple)

Quando due elementi possono combinarsi in differenti rapporti ponderali, le quantità in peso di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell'altro, stanno fra loro in rapporti di numeri piccoli e interi.

Struttura atomica: com’è fatto un atomo?

• Gli elettroni sono diffusi attorno al nucleo non su orbite precise!
• Il nucleo è tenuto assieme dalla forza nucleare forte tra le particelle nucleari che è più forte della repulsione tra le cariche dei protoni.
• Il nucleo è 10⁵ volte più piccolo dell’atomo.

Le particelle subatomiche

Un atomo è elettricamente neutro, ha cioè carica elettrica nulla. N.B.: la chimica si ferma qui, ma pertanto il numero di elettroni è pari al numero dei protoni. Anche protoni e neutroni sono formati a loro volta da particelle più piccole (quark)… ma questo è dominio della fisica.

Elementi nella tavola periodica

Un elemento X è caratterizzato da un numero di massa A e un numero atomico Z. Il numero di massa A è dato dalla somma del numero di protoni e neutroni nell’elemento (numero intero): A = Z + N. Il numero atomico (Z) è pari al numero di protoni ed è il numero atomico Z a identificare univocamente gli elementi!

Gli ioni

Gli ioni sono atomi (o molecole) a cui sono stati aggiunti o sottratti elettroni.

• Se la carica è positiva allora si chiamano Cationi.
• Se la carica è negativa si chiamano Anioni.