Appunti Chimica generale

Chimica generale

Grandezze fisiche, unità di misura e cifre significative

Una grandezza fisica è un aspetto del sistema che si sta studiando e che si può misurare, ossia si può rappresentare mediante un numero. Ogni grandezza fisica possiede una dimensione. Alcune grandezze sono definite come fondamentali (massa, tempo, ecc.); altre grandezze fisiche si ricavano da quelle fondamentali, sono cioè derivate (velocità = lunghezza/tempo; densità = massa/volume).

La misura è il processo che porta all’attribuzione di un numero alla grandezza fisica. La misura avviene attraverso uno strumento di misura che mette in relazione la grandezza da misurare con una grandezza dello strumento stesso. Il risultato della misura si concretizza in un numero che per avere significato deve riferirsi a una unità da definire. Ad ogni dimensione corrisponde una determinata unità di misura. Il valore fornito da uno strumento di misura non è mai il valore vero della grandezza fisica in esame, questo perché esistono errori. Gli errori possono essere di tipo:

• Sistematico - Dipendono dalla taratura dello strumento, sono riproducibili e possono essere corretti.
• Casuale - Intrinseci al processo di misura e riflettono tutti gli aspetti della misura che sono al di fuori del nostro controllo. Non sono riproducibili ma hanno una distribuzione statistica che si può determinare.

La precisione di una misura indica quanto sono in accordo tra loro le diverse determinazioni della stessa quantità. L’accuratezza rappresenta l’accordo che esiste tra la misura e il valore accettato per quella quantità.

Il numero della misura ha delle cifre e quelle che riteniamo attendibili si chiamano cifre significative. Il significato del numero di cifre significative è quello di dare una prima informazione sul grado di precisione del numero scritto. Mentre le cifre 1-9 sono sempre significative, per gli zeri dipende:

• Se precedono numeri diversi da 0 in cifre decimali non sono cifre significative: 0,00387 (3 C.S.)
• Numeri decimali terminati con 0 sono cifre significative: 1.380 (4 C.S.)

Arrotondamenti:

• Se la prima cifra eliminata è < 5 la cifra precedente resta uguale.
• Se la prima cifra eliminata è > 5 la cifra precedente viene aumentata di 1.
• Se la prima cifra eliminata è 5 e la cifra precedente è pari resta uguale.
• Se la prima cifra eliminata è 5 e la cifra precedente è dispari viene aumentata di 1.

La materia

La materia è tutto ciò che possiede massa ed occupa spazio. La materia si presenta in diversi stati di aggregazione (solido, liquido e gassoso) a seconda della temperatura e della pressione.

Si riconosce un solido poiché ha una forma propria e un volume definito, che cambia poco con il variare della temperatura e della pressione. I liquidi hanno un volume fisso, ma essendo fluidi prendono la forma del recipiente che li contiene: non hanno cioè una forma propria. I gas sono anch’essi fluidi e il volume del gas è determinato dalla dimensione del suo contenitore. Il volume di un gas, con il variare della temperatura e della pressione, cambia di più di quello di un liquido.

Fluidi = I liquidi e i gas sono dei fluidi in quanto le particelle non sono vincolate a posizioni specifiche e possono muoversi occupando l’una la posizione dell’altra. In teoria, a temperature sufficientemente basse, tutta la materia si trova allo stato solido. Con l’aumentare della temperatura i solidi fondono e diventano liquidi e se poi la temperatura diventa sufficientemente alta, i liquidi evaporano per formare gas. Normalmente i passaggi di stato sono accompagnati da variazioni di volume. Di solito con la fusione si ha un piccolo aumento di volume (acqua = eccezione) mentre invece con l’evaporazione si verifica un notevole aumento di volume.

La Teoria cinetico-molecolare della materia aiuta a interpretare le proprietà dei solidi, dei liquidi e dei gas. In accordo con questa teoria, tutta la materia è formata da particelle estremamente piccole (= atomi, molecole e ioni) che sono in costante movimento. Un aspetto importante di questa teoria è che maggiore è la temperatura, maggiore è la velocità delle particelle. L’energia associata al movimento delle particelle (energia cinetica) si oppone alle forze di attrazione fra le particelle. Un solido fonde per formare un liquido quando la temperatura del solido si innalza fino al punto in cui le particelle vibrano così tanto da sfuggire all’attrazione delle altre particelle vicine per passare allo stato liquido. Un aumento della temperatura corrisponde a movimenti sempre più veloci di atomi e molecole.

La materia è costituita da atomi che si differenziano per le loro proprietà. Atomi con le stesse proprietà costituiscono gli elementi. In natura sono noti 118 elementi, di cui 90 naturali. Ogni elemento ha un suo nome e simbolo, costituito da una o due lettere che normalmente corrispondono a quelle iniziali del relativo nome latino.

Cenni storici sulla teoria atomica della materia

La prima delle leggi storiche della stechiometria risale ad Antoine-Laurent Lavoisier, considerato il padre della chimica moderna ovvero della chimica come dottrina scientifica. Lavoisier seguiva il decorso delle reazioni chimiche controllando le variazioni in peso mediante bilance da lui costruite. Effettuava un'analisi quantitativa, ottenendo la prima legge ponderale oggi nota come Principio di Lavoisier.

Principio di Lavoisier

In una trasformazione chimica la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti, ovvero, “Nulla si crea, nulla si distrugge ma tutto si trasforma”.

L’esistenza degli atomi fu dimostrata tramite le leggi ponderali.

Legge delle proporzioni definite (Proust)

Un composto è una sostanza in cui due o più elementi si combinano tra loro in rapporti di massa fissi, definiti e costanti. Se decomponiamo un campione d’acqua (composto) nei suoi elementi costitutivi, ossigeno e idrogeno, troviamo sempre che il rapporto di massa tra ossigeno e idrogeno è 8 a 1. In altre parole, la massa dell’ossigeno ottenuta è sempre otto volte superiore alla massa dell’idrogeno.

9 g di H₂O : 1 g H e 8 g O

Legge delle proporzioni multiple (Dalton)

Quando due elementi possono combinarsi insieme in rapporti ponderali diversi per dare diversi composti, le quantità di uno di essi che nei vari casi si combinano con la stessa quantità dell’altro stanno fra di loro in rapporti espressi da numeri interi. Zolfo e ossigeno, per esempio, formano due composti diversi chiamati diossido di zolfo e triossido di zolfo. L’analisi dei dati sperimentali può essere riassunta nella seguente tabella:

Si può osservare che le masse di ossigeno presenti nei due campioni sono in un rapporto di numeri piccoli interi: 1,50/1,00 = 3/2.

Avvalendosi di altre teorie chimiche del tempo, Dalton nel 1803 formulò la sua Teoria atomica:

• La materia è formata da atomi, inalterabili ed indivisibili.
• In una stessa sostanza (elemento) gli atomi sono tutti uguali.
• Gli atomi di diversi elementi differiscono per massa e per altre particolarità.
• Le trasformazioni chimiche avvengono per unione o separazione di atomi tra di loro.

Dedurre i pesi atomici degli elementi nei vari composti attraverso i rapporti ponderali. La teoria di Dalton presentava alcuni problemi, per esempio la formula dell’acqua era HO (rapporto tra 8 g di O e 1 g di H). Il problema di ricavare le formule molecolari venne risolto tramite il rapporto ponderale di volumi di gas:

• 1 volume di H + 1 volume di Cl = 2 volumi di HCl
• 2 volumi di H + 1 volume di O = 2 volumi di H₂O
• 3 volumi di H + 1 volume di N = 2 volumi di NH₃

I volumi di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione stanno tra loro in rapporti di numeri interi e semplici.

Dagli atomi alle molecole

Avogadro ipotizzò che volumi uguali di gas differenti, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole e non di atomi.

Principio di Avogadro

Cannizzaro determinò il peso molecolare di molte sostanze allo stato gassoso, accettando l’ipotesi che l’idrogeno allo stato elementare fosse presente come molecola biatomica (H₂ e non H).

Regola di Cannizzaro

Il peso atomico di un elemento è dato dalla più piccola quantità in peso con cui l’elemento si trova nei pesi molecolari dei suoi vari composti.

Atomi sono costituiti da particelle subatomiche: elettroni, protoni e neutroni. Protoni e neutroni formano il nucleo dell’atomo. Gli elettroni si trovano distribuiti nello spazio intorno al nucleo.

Nuclidi

Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico (numero di protoni) e dal numero di massa (numero di protoni e di neutroni). Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni. Il numero atomico Z caratterizza la specie atomica (elemento chimico).

Isotopi

Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di massa. Gli isotopi hanno lo stesso Z (numero atomico) ma differente A (numero di massa). Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale. Le specie atomiche sono 106, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile.

Masse atomiche relative e unità di massa atomica

La massa dei singoli atomi ha valori i cui ordini di grandezza sono compresi tra 10^-22 e 10^-24 g.

L'unità di massa atomica

Per convenzione, le masse di qualunque nuclide sono misurate relativamente alla massa di un nuclide scelto come riferimento. Il nuclide di riferimento è il ¹²C (che contiene esattamente 6 protoni e 6 neutroni), a cui è stata attribuita una massa convenzionale esattamente uguale a 12. Definendo una nuova unità di misura della massa, uguale a 1/12 della massa del nucleotide ¹²C, i valori delle masse relative diventano valori assoluti espressi in questa nuova unità di misura (numeri adimensionali).

Tale unità di misura è denominata:

• Unità unificata di massa atomica (o più semplicemente unità di massa atomica), indicata con il simbolo u o con la sigla u.m.a.
• In biologia si usa più spesso il termine Dalton, indicata con Da

1 u.m.a. = 1 Da = 1,66054 ∙ 10^-24 g (Da e u.m.a. non sono riconosciuti dal SI)

Peso molecolare

In analogia al peso atomico si definisce anche un peso molecolare. Per esempio, se avessimo un composto di formula A₂BC₃, il suo peso molecolare sarebbe dato da:

MM = 2 p.a.(A) + p.a.(B) + 3 p.a.(C)

Ed ha lo stesso significato, cioè ci dice quanto il composto è più pesante del riferimento.

Mole

Poiché una piccola quantità di sostanza contiene un gran numero di atomi, è stata concepita un’unità per esprimere numeri di tali ordini di grandezza e per avere delle quantità con le quali poter lavorare agevolmente in laboratorio, dove si fa spesso uso di una bilancia che al massimo riesce ad apprezzare il 1/100 di mg.

La mole è una nuova grandezza fisica, inserita nell’elenco delle 7 grandezze fisiche fondamentali del SI: la quantità di sostanza, la cui unità di misura è la MOLE (mol).

MOLE = Quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni, gruppi di tali particelle.. da definirsi di volta in volta a seconda del tipo di sostanza) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di carbonio 12.

Quanti sono questi atomi? La massa di un singolo atomo di ¹²C è 12 u.m.a. ∙ 1,67∙10^-24 g.

Numero di Avogadro

N_A = 6,023∙10²³ atomi.

Questo numero è stato calcolato da:

− 6,023 ∙ 10²³ mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di Avogadro di atomi cioè 6,023∙10²³ atomi.

• 1 mole di qualunque composto contiene un numero di Avogadro di molecole del composto cioè 6,023∙10²³ molecole.

Il numero di Avogadro (N) è un numero puro che indica atomi e molecole. La costante di Avogadro (N_A) ha la dimensione di molecole (o atomi, o ioni ..)/mol.

→ n = N/N_A N = n N_A

Mole e massa molare

Il numero di unità che definisce 1 mole è stato scelto uguale al numero di atomi contenuti in 12 g esatti di carbonio 12. Il carbonio 12 è stato scelto come riferimento per la scala delle masse relative.

La massa in g di una mole (massa molare o peso molare) di qualunque sostanza elementare o composto è la massa di una mole dei suoi atomi o molecole. In pratica è lo stesso numero in grammi che ne esprime la massa atomica o la massa molecolare.

→ (g) = MM ∙ n
n = (g) (g/mol) (mol) (mol)

Mole e numero di particelle

Una mole contiene sempre lo stesso numero di particelle indipendentemente da quale sia la sostanza.

• 1 mole di acqua, sostanza formata da molecole, è quella quantità di acqua che contiene un numero di Avogadro (N) di molecole di H₂O.
• 1 mole di ferro è quella quantità del metallo che contiene un numero di Avogadro (N) di atomi di ferro.

Una mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di Avogadro di atomi cioè 6,022∙10²³ atomi. Una mole di qualunque composto contiene un numero di Avogadro di molecole del composto cioè 6,022∙10²³ molecole.

Peso equivalente

Il Peso Equivalente o Peso di combinazione si riferisce alla quantità in grammi di un dato elemento che reagisce con 1 g di idrogeno.

Cos’è una sostanza elementare? Una sostanza elementare non può essere scomposta in altre sostanze e non si può ottenere da una reazione (cioè a partire dai suoi componenti). Dopo la scoperta dell’atomo, definito come la più piccola parte dell’elemento che conserva le caratteristiche chimiche dell’elemento, una sostanza elementare, o più semplicemente un elemento, è quella costituita da un solo tipo di atomi.

Cos’è un composto chimico? Una sostanza formata da atomi diversi (almeno 2). Elementi e composti formano il corpo delle sostanze omogenee, o più semplicemente sostanze, cioè qualcosa che in tutti i punti è sempre uguale a se stesso.

È importante sottolineare la differenza che esiste tra una miscela e un composto:

Elementi e composti vengono chiamati individui chimici.

Sotto determinate condizioni possono avvenire delle trasformazioni materiali, trasformazioni che possono coinvolgere sia elementi che composti. Queste trasformazioni sono le reazioni chimiche.

Qual è il significato del simbolo chimico?

Le formule hanno un doppio significato:

• Qualitativo - Ci dicono quali elementi entrano in gioco nella formazione di un composto.
• Quantitativo - Entrano nel merito dei rapporti tra gli elementi che costituiscono il composto.

Esempio: H₂SO₄

• Significato qualitativo = Contiene idrogeno, zolfo e ossigeno.
• Significato quantitativo = Contiene 2 atomi di idrogeno, 1 atomo di zolfo e 4 atomi di ossigeno.

Formule delle sostanze

Le sostanze elementari ed i composti sono rappresentati graficamente con simboli convenzionali: le formule chimiche.

• Formula minima (o empirica) = Indica il numero relativo di atomi dei diversi elementi contenuti nella sostanza. In pratica indica il rapporto tra il numero di atomi presenti nella sostanza.
• Formula molecolare = Quanti atomi di ciascun elemento entrano a far parte di una molecola di composto. Indica il numero effettivo, totale, di tutti gli atomi presenti in una molecola.

Esempio: Glucosio

• Formula minima = CH₂O
• Formula molecolare = C₆H₁₂O₆

Peso molecolare = Peso formula minima ∙ n

Alcune molecole non sono costituite da molecole discrete e per tanto esse sono identificate dalla sola formula minima (Es. NaCl).

• Formula ionica = I composti possono essere costituiti da atomi o gruppi di atomi con una carica elettrica risultante. L’insieme di questi gruppi in un composto deve essere tale che la carica risultante totale sia nulla. È il caso dei composti salini.
• Formula di struttura = Rappresentazione schematica della disposizione nello spazio degli atomi in una molecola.

Determinazione della formula minima o empirica: Un composto di azoto e ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O.