Appunti di chimica generale e inorganica

Chimica

Definizione di chimica

La chimica è lo studio della composizione, della struttura e delle proprietà della materia. La chimica affronta questi aspetti analizzando le reazioni attraverso le quali una forma della materia può essere prodotta oppure trasformata in un’altra forma. Riassumendo, la chimica studia la materia, in particolare si occupa di:

• Struttura e composizione della materia;
• Trasformazioni cui è soggetta;
• Energia coinvolta in queste trasformazioni.

Composizione della materia

La materia, ovvero tutto ciò che ha un volume e una massa, è costituita da particelle dette atomi, questi non sono fermi nello spazio ma in continuo movimento. La materia esiste in tre stati di aggregazione: solido, liquido e aeriforme. Gli stati di aggregazione non dipendono solo dalla natura della materia ma anche dalla temperatura e dalla pressione dell’ambiente in cui si trovano; la materia infatti può cambiare il suo stato fisico per opportune variazioni delle condizioni citate. Tali trasformazioni sono trasformazioni fisiche e vengono chiamate passaggi di stato. La materia studiata dalla chimica si suddivide in:

• Sostanze pure;
• Miscele.

Le sostanze pure:

• Hanno composizione costante in ogni punto;
• Hanno proprietà fisiche e chimiche costanti in ogni punto;
• Sono separabili mediante tecniche chimiche;
• Hanno proprietà diverse dai componenti iniziali.

Le sostanze pure si dividono in elementi e composti:

• Gli elementi sono sostanze pure dalle quali non è possibile ottenere, attraverso gli ordinari mezzi chimici, sostanze più semplici. Gli elementi infatti sono costituiti tutti da atomi aventi le stesse proprietà chimiche. Tutti gli elementi sono rappresentati nella tavola periodica degli elementi e ogni elemento è rappresentato da un simbolo. Se un elemento è formato da un solo atomo si chiama elemento atomico, se invece è composto da più atomi dello stesso tipo si chiama elemento molecolare. Quasi tutti gli elementi sono formati da singoli atomi. Vi sono però alcune eccezioni:
• Alcuni elementi come idrogeno (H₂), ossigeno (O₂), azoto (N₂), fluoro (F₂), cloro (Cl₂), bromo (Br₂) e iodio (I₂) sono costituiti da molecole biatomiche;
• Fosforo (P₄) e arsenico (As₄) sono costituiti da molecole tetratomiche;
• Zolfo (S₈) e selenio (Se₈) sono costituiti da molecole più complesse formate da otto atomi.
• I composti sono sostanze pure dalle quali è possibile ottenere, attraverso gli ordinari mezzi chimici, sostanze più semplici. Infatti i composti sono formati da atomi di tipo diverso; se sono formati da atomi neutri si chiamano composti molecolare, se invece sono composti da atomi carichi elettricamente, chiamati ioni, si chiamano composti ionici. Entrambi i tipi di composto sono neutri ma da un composto molecolare si può isolare una singola molecola mentre un composto ionico bisogna immaginarlo come una catena infinita di ioni.

Le miscele:

• Hanno composizione variabile da una miscela a un’altra;
• Hanno proprietà correlate ai componenti iniziali;
• Sono separabili mediante tecniche fisiche (ottenendo così i costituenti puri).

Le miscele si suddividono in miscele omogenee e miscele eterogenee:

• Le miscele omogenee sono miscele in cui le sostanze che lo compongono si mescolano in modo uniforme e non sono distinguibili neanche mediante microscopio. Nelle miscele omogenee le proprietà non dipendono dal punto in cui sono misurate. Questo particolare tipo di miscela viene definito soluzione. All’interno di una soluzione possiamo distinguere:
• Il soluto, cioè il componente di una soluzione presente in concentrazione minore;
• Il solvente, cioè il componente di una soluzione presente in concentrazione largamente maggiore di quella di tutti gli altri.
• Le miscele eterogenee sono miscele in cui le sostanze che lo compongono non si mescolano in modo uniforme e sono distinguibili ad occhio nudo o mediante microscopio. Le proprietà di una miscela eterogenea dipendono dal punto in cui sono misurate. Ogni componente della miscela eterogenea prende il nome di fase, quest’ultima è una porzione di sistema, separata dalle altre porzioni da superfici limitanti, in cui le proprietà fisiche sono identiche in ogni punto.

Metodi di separazione di una miscela

Come già detto, separando una miscela si ottengono sostanza pure. Esistono vari metodi di separazione e la scelta di quale utilizzare dipende dallo stato fisico dei componenti e dalle loro proprietà chimiche e fisiche. Esistono:

• La filtrazione: consiste nella separazione di una miscela eterogenea costituita da un liquido e un solido sfruttando la diversa dimensione delle particelle;
• La distillazione: sfrutta la diversa temperatura di ebollizione e si divide in semplice (quando si separa un liquido da un solido) e frazionata (quando si separa un liquido da una soluzione di due o più liquidi);
• La cromatografia: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa velocità su un supporto sotto la spinta di un solvente;
• La centrifugazione: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa densità e la forza centrifuga;
• L’estrazione con solventi: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa solubilità in un solvente.

Alcune definizioni

• Solido: fase caratterizzata da volume e forma propri;
• Liquido: fase caratterizzata da volume proprio, ma non da forma propria (assume la forma del contenitore);
• Gas: fase priva di volume e forma propri. Esistono due tipi di aeriformi:
• Vapore: è un aeriforme che, nelle condizioni date di temperatura, può passare allo stato liquido o solido per sola compressione;
• Gas: è un aeriforme che, in quelle stesse condizioni di temperatura, non può passare allo stato liquido o solido per sola compressione.
• Atomi: è la più piccola parte della materia che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso. Gli atomi vengono considerati particelle indivisibili.
• Molecole: aggregati di due o più atomi legati fra loro in modo definito; se una molecola è formata da atomi dello stesso elemento viene chiamata molecola omopolare, altrimenti viene definita molecola eteropolare.

Proprietà fisiche e chimiche

Una particolare proprietà, che deve essere misurabile, della materia viene definita grandezza fisica. Le proprietà della materia si dividono in grandezze estensive e grandezze intensive.

• Grandezze estensive: variano in base alla quantità di sostanza e sono per esempio la massa, il volume, e la mole.
• Grandezze intensive: non variano in base alla quantità di sostanza e sono per esempio la temperatura, la concentrazione e la densità.

N.B: la densità è uguale a m/ρ, quindi, dipendendo dal volume che dipende dalla temperatura, cambia al variare della temperatura.

Determinazioni sperimentali ed errori

Per determinare i valori di una proprietà della materia si effettuano delle misurazioni sperimentali. Misurare sperimentalmente una grandezza vuol dire confrontare quella grandezza con un'altra di riferimento, a essa omogenea, detta unità di misura. Le unità di misura sono quantità prestabilite di una grandezza fisica. Il Sistema Internazionale ci definisce quelle che sono le unità di misura fondamentali ossia quelle grandezze indipendenti cioè che non dipendono da altre grandezze fisiche.

Una misura sperimentale avviene mediante uno strumento di misura consono alla grandezza in questione. Uno strumento di misura ha le seguenti caratteristiche:

• La portata: è la massima quantità misurabile da uno strumento;
• La sensibilità: è la minima quantità che uno strumento può misurare;
• La prontezza: è la velocità con la quale uno strumento fornisce la misura;
• L’accuratezza: è la capacità dello strumento di dare un valore il più vicino possibile a quello vero;
• La precisione: è la capacità di riprodurre sempre lo stesso valore misurando lo stesso campione nelle stesse condizioni.

Di solito più grande è la portata di uno strumento e minore è la sua sensibilità. Quando si effettua una misura, il risultato ottenuto è sempre affetto da incertezza (o errore). Questo è causato da vari possibili fattori:

• Modo scorretto di operare;
• Cattivo funzionamento dello strumento;
• Cattivo stato del campione di riferimento;
• Difficoltà di effettuare la misura;
• Interpretazione errata dei dati;
• Loro inesatta trascrizione;
• Inesatta correlazione dato-fenomeno.

Gli errori quindi possono essere:

• Errori determinabili (o sistematici): sono errori risolvibili ripetendo l’esperimento in altre condizioni e sono dovuti a motivi strumentali, personali, di metodo o pregiudizio;
• Errori indeterminabili (o accidentali o casuali): sono errori che riflettono la precisione di una misura con effetto negativo e derivano da cause perturbatrici che agiscono sia per eccesso che per difetto, tendendo ad annullarsi.

Cifre significative

Come già detto, il valore numerico derivante da una misura è sempre affetto da un errore e pertanto non è mai esatto e non può essere espresso da un numero indeterminato di cifre. Il numero di cifre deve essere indicativo dell'errore commesso nella valutazione e quindi anche dello strumento con cui è stata effettuata la misurazione: Il risultato deve essere arrotondato in modo da contenere solo cifre certe eccetto l’ultima che è incerta per ± 1. Sono significative tutte le cifre presenti meno gli 0 a sinistra che possono essere eliminati usando la notazione esponenziale; gli 0 finali a destra della virgola o di una cifra sono sempre significativi.

Operazioni

Quando si fanno operazioni con misure soggette a incertezza bisogna seguire le seguenti regole:

• Somma/sottrazione: si effettua la somma facendo in modo che il risultato abbia lo stesso numero di cifre significative dell’addendo con il minor numero di cifre significative. Esempio: 12.3 + 4.365 = 16.7 (16.665)
• Prodotto/divisione: il risultato ha lo stesso numero di cifre significative del termine che ne ha di meno, ad eccezione delle misure la cui prima cifra significativa è 1 o 2, in questi casi si aumenta il numero di cifre di un’unità. Esempio: 142.7 × 0.081 = 11.6 (11.5587)
• Logaritmo: nel fare il logaritmo di un numero, a destra del punto decimale si mantiene un numero di cifre pari a quelle contenute nel numero originale. Esempio: log 567.4 = 2.7539, log 9.57 = 0.981
• Antilogaritmo: nel fare l’antilogaritmo, si mantengono tante cifre quante sono quelle a destra del punto decimale dell’esponente. Esempio: 10^-4.74 = 1.8 × 10^-5

Leggi fondamentali della chimica (leggi ponderali)

• Legge di conservazione della massa (Lavoisier): durante una trasformazione chimica non si crea e non si distrugge materia;
• Legge delle proporzioni definite I (Proust): in un composto il rapporto degli elementi componenti è costante;
• Legge delle proporzioni definite II (Berzelius): ci sono quantità ben definite con cui reagiscono i reagenti;
• Legge delle proporzioni equivalenti (Richter): considerando due sostanze (A e B) in grado di reagire tra loro e con una terza sostanza C, si osserva che un’eguale massa di C reagisce con masse differenti di A e B. A + C = X, B + C = Y, Massa A / Massa B = R (numero non intero), A + B = Z, Massa A / Massa B = r = n × R (n è un numero intero o un rapporto di interi)
• Legge delle proporzioni multiple (Dalton): se due elementi formano più di un composto, le varie masse di uno dei due che si combinano con la stessa massa dell’altro stanno nel rapporto di numeri interi piccoli. Esempio: N + O₂ 228 g 16 g N O₂ 14 g 16 g NO 7g 16 g NO 228 : 14 : 7 = 4 : 2 : 1

Ipotesi di Dalton

Sulla base di queste leggi, agli inizi del 1800, Dalton ipotizzò che:

• La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili;
• Tutti gli atomi di un elemento sono identici (peso e proprietà chimiche uguali);
• I composti sono combinazioni di atomi differenti in rapporti di piccoli numeri interi;
• Una reazione chimica comporta la combinazione o separazione di atomi; gli atomi non vengono né creati né distrutti nel corso di reazioni chimiche. Dovendo effettuare delle misurazioni sui composti, Dalton pose, come riferimento, la massa dell’idrogeno uguale a 1.

Legge di combinazione dei volumi (Gay-Lussac)

In una reazione gassosa i volumi secondo i quali i gas si combinano, misurati in condizione di temperatura e pressione uguali, stanno approssimativamente nel rapporto di numeri interi piccoli.

Ipotesi di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di particelle (atomi o molecole) nelle stesse condizioni di temperatura e pressione. Il rapporto tra i volumi dei reagenti e dei prodotti è uguale al rapporto tra le molecole dei reagenti e dei prodotti. Avogadro scoprì anche che il volume di un gas dipende, a parità di pressione e volume, unicamente dal numero di particelle presenti, risultando indipendente dal tipo di molecola e dalle sue dimensioni.

Atomo

Gli atomi sono (per convenzione) le unità costituenti della materia. L’atomo ha una grandezza, data dal raggio atomico, dell’ordine di 1 Å (10^-10 m) mentre il raggio del nucleo atomico ha una grandezza dell’ordine dei 10^-5 Å. Il raggio di un atomo è dato dalla distanza dell’elettrone più distante dal nucleo, dal nucleo stesso. Non potendo per rilevare l’esatta posizione degli elettroni, il raggio atomico è dato dalla metà della distanza di due nuclei atomici dello stesso tipo in una molecola biatomica.

L’atomo è costituito da 3 particelle subatomiche: il protone, il neutrone e l’elettrone. In particolare il neutrone e il protone costituiscono il nucleo. Il neutrone non ha carica e la sua massa è dell’ordine dei 10^-27 Kg. Il protone ha una carica positiva dell’ordine dei 10^-19 C e una massa dell’ordine dei 10^-27 Kg. L’elettrone ha carica uguale e di segno opposto (negativa) al protone, la sua massa è dell’ordine dei 10^-31 Kg. Di conseguenza la massa di atomo è concentrata quasi interamente nel nucleo.

Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è definito come numero atomico Z. La somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo di un atomo è definito numero di massa A. La notazione è quindi: A_Z(elemento). Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z e dal numero di massa A definito. Un nuclide neutro è un atomo con numero di elettroni uguale a quello dei protoni e quindi ha una carica neutra. L’identità chimica elettronica di un atomo dipende solo dal numero atomico Z.

Un nuclide con numero atomico Z diverso ma numero di massa A viene definito specie isobara. Un nuclide con lo stesso numero atomico Z ma differente numero di massa A è chiamato isotopo. Una stessa specie atomica ha diversi tipi d’isotopi, questi, pur avendo masse diverse, hanno uguali proprietà chimiche in quanto, avendo lo stesso numero di protoni, hanno lo stesso numero di elettroni. Alcuni nuclidi sono stabili, altri sono instabili (radioattivi) e decadono attraverso una reazione nucleare. La composizione del nucleo in termini di protoni e neutroni determina la stabilità del nuclide: più aumenta il numero dei neutroni e più l’isotopo è instabile.

Si parla di miscela isotopica naturale la composizione dei vari nuclidi di un dato elemento presente in natura. L’abbondanza isotopica è la presenza in percentuale di un singolo isotopo in natura rispetto alla totalità di quel tipo di nuclidi. Le specie atomiche note sono 113, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile. Esempio:

• ¹H (prozio) = nel 99,8% dei casi l’idrogeno in natura è questo (non ha neutroni);
• ²H (deuterio) = l’acqua contenente deuterio è detta acqua pesante;
• ³H (trizio) = è altamente radioattivo.

Il prozio e il deuterio sono un’eccezione perché normalmente gli isotopi hanno le stesse proprietà chimiche e fisiche, in questo caso però variano anche le proprietà fisiche poiché il peso atomico del deuterio è doppio di quello del prozio, in quanto nel si passa dall’assenza di neutroni alla presenza di uno.

Formula chimica

Dall’ipotesi di Dalton si può dedurre che una molecola è un gruppo di due o più atomi uniti in una combinazione persistente. Ogni molecola è rappresentata da una formula chimica che ne definisce la composizione chimica. A questo proposito Dalton introdusse anche la regola della semplicità ossia che la molecola a due elementi più stabile deve essere una molecola biatomica AB, subito dopo dovrebbero esserci molecole A₂B e AB₂ e così via. Una formula chimica rappresenta in modo conciso la composizione qualitativa e quantitativa di un composto. Nelle formule chimiche, o formule grezze, gli elementi contenuti nella molecola del composto sono indicati con i loro simboli chimici, corredati da un numero posto in basso a destra, chiamato indice numerico, che esprime il numero di atomi di quell’elemento presenti nella molecola nel composto.