Appunti di Chimica inorganica - Parte 1

Chimica generale ed inorganica

I numeri ottenuti da misure non sono mai esatti poiché ogni misura è a tutti gli effetti una stima, ovvero è affetta da errore. La misura può essere: accurata (indica quanto la misura sia vicina al valore corretto) o precisa (indica quanto le singole misure siano in accordo tra loro). Le misure possono risultare molto precise ma poco accurate (presenza di qualche errore sistematico). Difficilmente misure accurate non sono anche precise. Se capita, vi è da parte dell’operatore l’introduzione di qualche errore casuale.

Regole sull’uso delle cifre significative

• Le cifre diverse da zero sono sempre significative.

22.589 g ha 5 cifre significative

48 g ha 2 cifre significative

• Gli zeri sono solo alcune volte significativi.
  • All’inizio di un numero non sono mai significativi.
  • All’interno di un numero sono sempre significativi.
  • Gli zeri alla fine di un numero decimale sono sempre significativi.
  • Gli zeri alla fine di un numero intero senza decimali, possono essere significativi oppure no.

23400 km non vuol necessariamente dire che ho una misura a 5 cifre significative! Per sapere quante cifre significative effettivamente ha questo numero, dovrei scriverlo in notazione scientifica:

2.34 × 10⁴ km 3 c.s. e l’errore è di ±100 km

2.340 × 10⁴ km 4 c.s. e l’errore è di ±10 km

• Si considera che i numeri esatti, se riferiti a quantità definite, possiedono un numero illimitato di cifre significative.
• Nelle addizioni e sottrazioni il numero di cifre significative nel risultato dell’operazione dipenderà dal numero aggiunto o sottratto col minore numero di cifre significative dopo la virgola.

43.24 + 2.567 = 45.807 NB. Arrotondo l’ultima cifra significativa senza cambiarne la cifra se il numero da eliminare che la segue è un numero compreso tra 0 e 4, mentre la aumento di 1 se il numero da eliminare che la segue è un numero compreso tra 5 e 9.

• Nelle moltiplicazioni e divisioni il risultato non può contenere più cifre significative del numero minimo di cifre significative usate nell’operazione.

22.67 x 3.49 = 79.1183

Chimica generale e sue fondamenta

La chimica generale è fondamento per molte altre materie e si occupa delle trasformazioni della materia. Si può riassumere dicendo che la chimica principalmente si occupa di comprendere il comportamento della materia studiando il comportamento di atomi e molecole.

Cos’è la materia?

Tutto ciò che non è vuoto è materia. La materia è costituita di una certa massa. La massa è una misura della quantità di materia in una porzione di un qualsiasi materiale.

• Solido: Oggetto con forma propria e volume definito che cambia molto poco al variare di temperatura (T) e pressione (p).
• Liquido: Sostanza che non ha forma propria e il suo volume è determinato dal contenitore.
• Gassoso: Sono dei fluidi che occupano tutto lo spazio del contenitore e il volume cambia enormemente al variare di T e p.

Leggi fondamentali della chimica

Legge di conservazione della massa

Durante una reazione chimica o una trasformazione fisica non si osserva nessuna variazione della quantità di materia. La somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

Legge delle proporzioni definite

Tutti i campioni di un dato composto, indipendentemente dalla loro origine o da come sono preparati, hanno la stessa proporzione dei loro elementi costitutivi. La decomposizione elettrolitica dell’acqua porta sempre alla formazione di ossigeno ed idrogeno nella stessa proporzione in massa di 8:1, qualunque sia la fonte di acqua pura.

Legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi (chiamati A e B) formano due composti differenti, le masse dell’elemento B che si combinano con 1 g dell’elemento A possono essere espresse come un rapporto di numeri interi piccoli.

Queste tre leggi portarono alla stesura della teoria atomica di Dalton

• Un elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili (effettivamente il termine atomo deriva dal greco e significa “non diviso”, “indivisibile”).
• Tutti gli atomi di uno specifico elemento hanno proprietà identiche che sono differenti da quelle degli altri elementi.
• Gli atomi non possono essere creati, distrutti o trasformati negli atomi di un altro elemento.
• I composti si formano quando gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro secondo rapporti che danno numeri piccoli ed interi.
• Nello stesso composto gli atomi ed i loro rapporti relativi sono sempre gli stessi.

Struttura dell'atomo

Atomo: mattone fondamentale per le molecole, costituito da nucleo e elettroni. Nucleo costituito da neutroni e protoni, carico positivamente. Elettrone, carico negativamente. Nella tavola periodica gli elementi sono organizzati secondo numeri atomici crescenti e il numero atomico Z viene posto in alto sopra al simbolo dell’elemento.

Tavola periodica e stechiometria

Essa raggruppa nelle colonne elementi con caratteristiche di reattività chimiche simili tra loro. Gruppi sono numerati da 1 a 8 e ogni gruppo è seguito da una lettera: A o B; A sta ad indicare i gruppi principali, B sta ad indicare i gruppi degli elementi di transizione. Essa raggruppa nelle righe elementi con massa da sinistra a destra via via crescente periodi.

La parola stechiometria deriva dal greco “stoicheion”, che significa “1° principio o elemento” e “metron”, che significa “misura”. La stechiometria descrive i rapporti quantitativi fra gli elementi nei composti (composizione stechiometrica) e fra le sostanze che partecipano a reazioni chimiche (stechiometria di reazione).

Le reazioni chimiche per avere senso quantitativo devono essere bilanciate: bilanciare una reazione significa determinare i coefficienti stechiometrici, che non necessariamente sono numeri interi. L’equazione di reazione però non dice nulla sul fatto che i reagenti di quella equazione possano davvero trasformarsi effettivamente nei prodotti, in che misura, in che condizioni e a che velocità...

• Reazioni quantitative: a fine reazione non si trovano più i reagenti ma solo i prodotti.
• Reazioni di equilibrio: reazioni che non giungono a completezza, ma si fermano in una situazione di equilibrio tra la quantità formatasi di prodotti e la restante quantità di reagenti.

Per l’impossibilità di poter pesare i singoli atomi si è deciso di considerare come peso atomico di un atomo non il suo peso effettivo, bensì il rapporto tra il suo peso e il peso di un atomo preso come riferimento. Per questo motivo il peso atomico è adimensionale. Dopo svariati cambiamenti nel 1961 ci si accordò internazionalmente, assumendo come unità di massa atomica (u) un’unità di massa uguale a 1/12 della massa dell’isotopo ¹²C del carbonio. In questa nuova scala il peso atomico (relativo) del carbonio-12 viene così ad essere per definizione 12. Peso atomico = massa dell’atomo considerato / massa dell’atomo di riferimento. Unità di massa atomica (u) = 1/12 de