Chimica generale e analitica completo

Chimica generale e analitica

Capitolo 1: La materia

La materia è qualsiasi cosa abbia una massa e occupi uno spazio. Esiste in 3 stati: solido, liquido e gassoso.

I passaggi di stato

Elementi

Un elemento è un tipo di materia che non può essere suddiviso in sostanze pure. Esistono 115 elementi conosciuti, dei quali 91 si trovano in natura. In chimica, un elemento è identificato dal suo simbolo che consiste in una o due lettere di solito derivate dal suo nome.

Composti

Un composto è una sostanza pura che è formata da più di un elemento. I composti hanno composizione fissa, cioè contengono gli stessi elementi nella stessa percentuale in massa. Le proprietà dei composti sono diverse da quelle degli elementi che li compongono. Si possono usare metodi diversi per scindere i composti nei loro elementi. A volte è sufficiente solo il calore, oppure si utilizza l'elettrolisi, cioè viene fatta passare una corrente elettrica attraverso un composto e, ad esempio, l'acqua viene separata in idrogeno e ossigeno.

Miscele

Una miscela contiene due o più sostanze pure combinate in maniera tale che ciascuna sostanza mantenga la sua identità chimica. Esistono due tipi di miscele:

• Omogenee: miscele uniformi o soluzioni, in cui la composizione della miscela è la stessa in ogni parte. Essa è costituita da un solvente (la sostanza presente in quantità maggiore) e da uno o più soluti.
• Eterogenee: miscele non uniformi, in cui la composizione è diversa nelle varie parti. La maggior parte delle rocce rientra in questa categoria. Si possono utilizzare molti metodi per separare i componenti di una miscela, ad esempio:

• Filtrazione: per separare una miscela eterogenea solido-liquido. In essa si fa passare la miscela attraverso una barriera contenente piccoli pori, come una carta da filtro.
• Distillazione: usata per separare una miscela omogenea solido-liquido. Il liquido evapora lasciando un residuo del solido nel pallone da distillazione. Il liquido puro si ottiene poi condensando il vapore.
• Cromatografia: sfrutta le differenze di solubilità dei componenti o l'entità dell'assorbimento su una superficie solida.

Le misure

La chimica è una scienza quantitativa, infatti gli esperimenti e i calcoli implicano quantità misurate con valori numerici specifici. Le misure scientifiche vengono espresse nel sistema metrico:

• La lunghezza si misura in metri.
• Il volume si misura in centimetri cubici, litri e millilitri: 1mL = 1cm³.
• La massa si misura in chilogrammi. In particolare, la massa è la misura della quantità di materia in un oggetto; il peso è la misura della forza gravitazionale che agisce su un oggetto.
• La temperatura è il fattore che determina la direzione del flusso di calore. Quando due oggetti a differenti temperature sono posti in contatto tra loro, il calore passa da quello più caldo a quello più freddo.
• I termometri usati in chimica sono marcati in gradi Celsius, in cui il punto di congelamento dell'acqua è posto a 0°C e quello di ebollizione è a 100°C.
• Nella scala Fahrenheit il punto di congelamento è 32°F e il punto di ebollizione è 212°F.
• Nella scala Kelvin, invece, lo 0 K è uguale a -273,15°C.

Incertezze nelle misure e cifre significative

Ogni misurazione comporta un certo grado di indeterminazione la cui entità dipende dalla natura dello strumento di misurazione e dall'abilità con la quale viene adoperato. Il metodo di citare il grado di sicurezza di una misurazione è spesso descritto in termini di cifre significative:

• 8.00mL = 3 cifre significative
• 8.0mL = 2 cifre significative
• 8mL = 1 cifra significativa

Quando le grandezze misurate sono moltiplicate o divise, il numero di cifre significative del risultato è uguale a quello della quantità con il numero più piccolo di cifre significative. La somma o la differenza deve essere arrotondata allo stesso numero di cifre decimali presenti in una grandezza misurata con il numero di cifre decimali più piccolo.

Proprietà delle sostanze

Ogni sostanza pura ha la sua propria ed unica gamma di proprietà che serve a distinguerla dalle altre sostanze. Le proprietà usate per identificare una sostanza devono essere intensive; cioè devono essere indipendenti dalla quantità, a differenza delle proprietà estensive come massa e volume (che dipendono dalla quantità). Inoltre, le sostanze possono essere identificate in base alle loro proprietà:

• Chimiche: osservate quando la sostanza prende parte ad una reazione chimica, un cambiamento che la trasforma in una nuova sostanza.
• Fisiche: osservate senza modificare l'identità chimica della sostanza. Due di queste proprietà particolarmente utili sono il punto di fusione e il punto di ebollizione.

Densità: La densità di una sostanza è il rapporto tra la massa ed il volume: d=m/V.

Solubilità: Una soluzione viene definita satura quando contiene la massima quantità di soluto possibile per quella temperatura; viene definita insatura quando in essa si può ancora sciogliere del soluto.

Capitolo 2: Atomi, molecole e ioni

Gli atomi sono composti da elettroni, protoni e neutroni. La parola atomo deriva dal greco e significa indivisibile.

Le molecole sono entità elettricamente neutre composte da due o più atomi uniti da un legame covalente.

Gli ioni sono specie con cariche opposte presenti in tutti i composti ionici.

Gli atomi e la teoria atomica

Nel 1808, uno scienziato e docente inglese, John Dalton, sviluppò il modello atomico della materia che è alla base della chimica moderna. Tre dei principali postulati della teoria atomica sono:

• Un elemento è composto da particelle minuscole chiamate atomi. Tutti gli atomi di un dato elemento mostrano le stesse proprietà chimiche. Atomi di elementi differenti mostrano proprietà differenti.
• In una normale reazione chimica, nessun atomo di nessun elemento scompare o si trasforma in un atomo di un altro elemento.
• I composti si formano per combinazione di atomi di due o più elementi.

Sulla base della teoria di Dalton, l'atomo può essere definito come la più piccola particella di un elemento. Grazie a questa teoria atomica si spiegarono tre leggi fondamentali della chimica:

• La legge della conservazione della massa (Lavoisier): nelle trasformazioni chimiche la massa delle sostanze che si formano (prodotti) è uguale alla massa delle sostanze che reagiscono (reagenti).
• La legge delle proporzioni definite (Proust): un composto contiene sempre gli stessi elementi nelle stesse proporzioni di massa.
• La legge delle proporzioni multiple (Dalton): nei composti formati da due o più elementi, gli atomi di tali elementi si combinano secondo rapporti numerici semplici.

I componenti dell'atomo

Gli scienziati si chiesero se gli atomi, così piccoli, potessero essere frammentati in particelle ancora più piccole. In particolare, Thomson dimostrò l'esistenza degli elettroni, Rutherford quella del nucleo.

• Thomson utilizzò un tubo a raggi catodici che veniva svuotato, collegato a una bobina di accensione e attraversato da una corrente elettrica. A questo flusso sono associati dei raggi di luce colorati detti raggi catodici che vengono curvati da campi elettrici e magnetici. Thomson dimostrò che i raggi consistono in un fascio di particelle cariche negativamente, che egli chiamò elettroni.
• Il modello a panettone: Thomson ipotizzò che gli elettroni dovessero provenire dagli atomi del catodo e che gli atomi fossero costituiti da una sfera uniforme di materia carica positivamente nella quale sono distribuiti gli elettroni, carichi negativamente.
• Rutherford invece, insieme a dei suoi allievi, bombardò una sottile lamina d'oro con particelle alfa (atomi di elio privati dei loro elettroni). Con uno schermo fluorescente, osservarono che la maggior parte delle particelle attraversavano la lamina senza mutare direzione; alcune, venivano riflesse indietro ad angoli acuti. Rutherford dimostrò che questa deviazione era dovuta a un piccolo nucleo carico positivamente al centro dell'atomo d'oro.

In particolare, il nucleo è costituito da due tipi di particelle:

• Il protone, che ha la massa quasi uguale all'atomo di idrogeno, ha carica positiva.
• Il neutrone è una particella senza carica con una massa appena maggiore di quella del protone.

Il numero atomico

Tutti gli atomi di un determinato elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo che viene detto numero atomico e ha il simbolo Z. In un atomo neutro, il numero dei protoni è uguale al numero di elettroni.

Numero di massa

Il numero di massa si trova sommando il numero dei protoni e quello dei neutroni e viene indicato con il simbolo A.

Isotopi

Tutti gli atomi di un dato elemento possono avere diverso numero di massa perché il numero di protoni è costante, quello dei neutroni no. Ad esempio l'idrogeno più comune non ha neutroni nel nucleo, però altri due tipi di esso, il deuterio e il trizio, contengono rispettivamente uno e due neutroni. Gli atomi che contengono lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni vengono detti isotopi. Ad esempio l'uranio 235 (U-235) ha 143 neutroni mentre l'uranio 238 (U-238) ha 146 neutroni.

Stabilità nucleare e radioattività

Esistono 8 isotopi conosciuti del carbonio. Due di questi sono stabili, cioè non si decompongono nel tempo. Al contrario, i 3 più leggeri e i 3 più pesanti sono instabili e con il passare del tempo decompongono in altri nuclei. La stabilità di un nucleo dipende dal suo rapporto neutroni/protoni. Gli isotopi che cadono fuori dalla fascia di stabilità perché hanno pochi neutroni o protoni sono radioattivi.

La tavola periodica

La tavola periodica è una disposizione di elementi, ordinati secondo il numero atomico crescente. Dmitri Mendeleev nel 1869 propose una primitiva versione dell'attuale tavola periodica.

• Periodi e gruppi: Le righe orizzontali nella tavola sono dette periodi, quelle verticali sono dette gruppi.
• Gli elementi che fanno parte dei gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 sono detti elementi dei gruppi principali, o rappresentativi.
• Gli elementi che fanno parte dei gruppi dal 3 al 12 sono detti elementi di transizione.
• I metalli dei gruppi 13, 14 e 15 sono detti metalli di post-transizione.
• Gli elementi del gruppo 1 sono chiamati metalli alcalini; quelli del gruppo 2 sono metalli alcalino-terrosi; quelli del gruppo 17 sono gli alogeni; quelli del gruppo 18 sono i gas nobili. Elementi appartenenti ad uno stesso gruppo mostrano proprietà chimiche simili.

Metalli e non metalli

80 elementi della tavola periodica hanno le proprietà dei metalli; in particolare possiedono un'alta conducibilità elettrica. Vi sono però alcuni elementi che è difficile classificare esclusivamente come metalli o non metalli in quanto hanno proprietà intermedie. In particolare, la loro conducibilità elettrica è a metà strada tra quella dei metalli e quella dei non metalli. Questi 6 elementi (Boro, Silicio, Germanio, Arsenico, Antimonio e Tellurio) sono definiti metalloidi.

Molecole e ioni

Gli atomi isolati si trovano raramente in natura; solo i gas nobili constano di singoli atomi non reattivi. Gli atomi tendono a combinarsi reciprocamente in modo tale da formare unità strutturali più complesse. Due di tali unità sono le molecole e gli ioni.

Molecole: Due o più atomi possono combinarsi reciprocamente per formare una molecola senza carica. Nelle molecole gli atomi sono uniti tra di loro da grandi forze chiamate legami covalenti che consistono in coppie condivise di elettroni. Molto spesso le molecole vengono rappresentate da forme molecolari in cui il numero di atomi di ciascun elemento è indicato da un pedice scritto dopo il simbolo dell'elemento. Gli elementi, così come i composti, possono esistere come molecole distinte.

Ioni: Quando un atomo perde o acquista elettroni, si formano particelle cariche chiamate ioni. In genere, gli atomi di metallo tendono a perdere elettroni per formare ioni caricati positivamente chiamati cationi; gli atomi dei non metalli formano ioni negativi (anioni). Quando si forma uno ione, il numero dei protoni nel nucleo rimane invariato; solo il numero degli elettroni aumenta o diminuisce. I composti ionici sono tenuti insieme da forze elettriche tra ioni di carica opposta dette legami ionici.

Formule dei composti ionici

Quando un metallo come il sodio (Na) reagisce con un non metallo come il cloro (Cl-), il prodotto è normalmente un composto ionico. Per dedurre la formula, bisogna conoscere le cariche dei due ioni coinvolti. Poi si può applicare il principio della elettroneutralità, secondo il quale la carica positiva totale dei cationi deve essere uguale alla carica negativa totale degli anioni. Gli atomi adiacenti ad un gas nobile nella tavola periodica tendono a formare ioni che contengono lo stesso numero di elettroni del vicino atomo di gas nobile. La maggior parte degli anioni poliatomici contiene uno o più atomi di ossigeno e vengono definiti ossianioni.

Nomi dei composti

Un composto può essere identificato sia dalla sua formula (NaCl) che dal suo nome (cloruro di sodio).

• I cationi monoatomici prendono il nome dai metalli dai quali derivano. Certi metalli, in particolare quelli delle serie di transizione, formano più di un tipo di catione. Ad esempio il ferro che forma sia Fe²⁺ che Fe³⁺. Per distinguere tra questi cationi la carica deve essere indicata nel nome mettendola in numeri romani tra parentesi dopo il nome del metallo: Fe²⁺ = ferro (II), Fe³⁺ = ferro (III).
• Gli anioni monoatomici sono denominati aggiungendo il suffisso -uro alla radice del nome del non metallo dal quale derivano: N^3- = nitruro.
• Ioni poliatomici:
  • Quando un non metallo forma due ossianioni, il suffisso -ato viene usato per gli anioni con il numero più alto di atomi di ossigeno mentre il suffisso -ito per quelli con il numero più basso di atomi di ossigeno.
  • Quando un non metallo forma più di due ossianioni, vengono utilizzati i prefissi per- (più alto numero di atomi di ossigeno) e ipo- (numero più basso di atomi di ossigeno).

Composti ionici: Il nome di un composto ionico consiste di due termini: il primo indica l'anione, il secondo il catione, separati da "di": SnCl₂ = cloruro di stagno (II).

Composti molecolari binari: Quando due non metalli si combinano tra di loro, il prodotto è molto spesso un composto molecolare binario.

• Il primo termine è formato da: prefisso greco, radice del nome del secondo elemento e suffisso -uro o -ido nel caso degli ossidi.
• Il secondo termine indica il nome dell'elemento che compare per primo nella formula; un prefisso greco viene usato per indicare il numero di atomi di quell'elemento nella formula.

N₂O₅ = pentossido di diazoto

NO₂ = biossido di azoto

N₂O = ossido di diazoto

Gli acidi: Alcuni composti molecolari binari contengono atomi di H che si dissociano in acqua formando ioni H⁺ e vengono detti acidi. La maggior parte degli acidi contiene ossigeno in aggiunta agli atomi di idrogeno, per cui vengono detti ossiacidi. I nomi di essi sono facilmente ricavabili da quelli dei corrispondenti ossianioni. Il suffisso -ato dell'anione è rimpiazzato da -ico nell'acido. Analogamente, il suffisso -ito è rimpiazzato da -oso. I prefissi per- e ipo-, se presenti nel nome degli anioni, non si modificano.

Molecole biatomiche

Una molecola biatomica è una molecola formata da due atomi; esse costituiscono pertanto le più semplici forme di composti molecolari esistenti.

Capitolo 3: Masse atomiche

Massa atomica

La massa atomica di un elemento indica quanto pesi, in media, un atomo di un elemento confrontato con un atomo di un altro elemento. Per stabilire una scala di masse atomiche, è necessario porre un valore standard per una specie particolare. La moderna scala di masse atomiche è basata sul più comune isotopo del carbonio C-12. Si assegnò a questo isotopo una massa esattamente di 12 unità di massa atomica (amu).

Massa dell'atomo di C-12 = 12 amu.

Il numero di Avogadro

Per molti scopi, nella chimica, è sufficiente conoscere le masse relative dei diversi atomi. A volte, comunque, è necessario fare un ulteriore passo avanti e calcolare la massa in grammi dei singoli atomi. Un campione di un elemento con una massa in grammi uguale alla sua massa atomica contiene un certo numero definito di atomi, N_A. Questo numero detto numero di Avogadro, vale 6,022 x 10²³. Esso rappresenta il numero di atomi in un campione di un elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.

La mole

La quantità rappresentata dal numero di Avogadro è così importante che le viene assegnato un nome speciale, la mole. Una mole rappresenta 6,022 x 10²³ specie, qualunque esse siano. La massa molare (MM) espressa in grammi per mole, è numericamente uguale alla somma delle masse (in amu) degli atomi nella formula.

m = MM x n

dove m è la massa in grammi, MM è la massa molare (g/mol) e n è il numero di moli.

Composizione percentuale dalla formula

La formula di un composto può essere usata per determinare le percentuali in massa degli elementi presenti.

Per esempio, in un campione di 100g di acqua ci sono...