Lezione 1 - Intro Misure ed Errori (Corso di Scienze Biologiche Chimica Generale Inorganica)

Corso di Laurea in Scienze Biologiche Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. Gianluca D’Abrosca Orario delle Lezioni: da Calendario Ricevimento: [email protected] Testi consigliati: Nivaldo J. Tro- Chimica un approccio molecolare Edises, Ed. II/201...

Corso di Laurea in Scienze Biologiche Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. Gianluca D’Abrosca Orario delle Lezioni: da Calendario Ricevimento: [email protected] Testi consigliati: Nivaldo J. Tro- Chimica un approccio molecolare Edises, Ed. II/2018 Bertini I., Luchinat C., Mani F., Ravera E.. Stechiometria un avvio allo studio della chimica- sesta edizione- casa editrice ambrosiana Altri testi: Chang R., Overby J.. Fondamenti di chimica generale- terza edizione. McGraw-Hill Proprietà e trasformazioni chimiche. Unità di misura. Errore di misurazione. Propagazione degli errori di misura. Cifre significative. Arrotondamento. Metodo dell’analisi dimensionale. Origini storiche ed evoluzione del concetto di struttura e composizione dell’atomo. Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Molecole e ioni. Formula e nomenclatura di composti inorganici. Masse atomiche e molecolari. Concetto di mole e numero di Avogadro. Analisi chimica: composizione percentuale e formule empiriche. Principi di conservazione. Numeri di ossidazione. Classificazione delle reazioni chimiche e metodi per bilanciarle. Rapporti quantitativi tra le specie. Reagente limitante. Concetto di resa. Determinazione formula minima. I gas. Legge di Boyle, Charles-Gay Lussac, Avogadro, Dalton. Equazione di stato dei gas. Temperatura e pressione standard. Gas ideali. Teoria cinetica molecolare. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale. Il modello quantomeccanico dell’atomo. Caratteristiche delle onde elettromagnetiche. Teoria dei quanti. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrödinger. Orbitali. Numeri quantici. Configurazione elettronica. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Potenziale di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività Legame chimico. Tipi di legame: covalente, dativo, ionico. Teoria di Lewis. Teoria VSEPR: geometria molecolare e polarità delle molecole. Ibridizzazione. Teoria del legame di valenza. Orbitali molecolari. Stati di aggregazione. Natura e classificazione delle interazioni intermolecolari. Legame a idrogeno. Le soluzioni. Rapporti relativi nelle soluzioni: molarità, normalità, frazione molare, molalità, percentuali. Fenomeni di solubilizzazione: insaturazione, saturazione e sovrasaturazione. Proprietà colligative e loro leggi. Equilibrio chimico. Natura e caratteristiche dello stato di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Espressione della costante di equilibrio. Quoziente di reazione. Equilibri in sistemi omogenei e eterogenei. Metodi di calcolo per le concentrazioni all’equilibrio. Proprietà degli acidi e delle basi, Equilibri acido-base, Equilibri di solubilità. Definizioni di acidi e basi: Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis. Specie anfitropiche. Prodotto di autoionizzazione dell’acqua. Definizione di pH. Acidi e basi forti. Acidi e basi deboli. Acidi e basi poliprotici. Idrolisi. Soluzioni tampone. Curve di titolazione acido-base. Indicatori. Reazioni di precipitazione. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Principi della termodinamica. Aspetti energetici nelle trasformazioni: calore, capacità termica, entalpia, entropia, energia libera, fattori che influenzano la velocità delle trasformazioni chimiche, energia di attivazione. Il laboratorio di chimica: norme di sicurezza in laboratorio. Lo studio della CHIMICA: perché? Soluzioni per Ricerca la Salute e l’Ambiente Soluzioni per Rinnovamento Progettazione di nuovi farmaci Sviluppo di nuovi materiali Lo studio della CHIMICA: perché? Lo studio della CHIMICA: perché? Composto Formula Produzione 2020 Principali utilizzatori (milioni di tonnellate) finali Acido solforico H2SO4 39,62 Fertilizzanti, manifattura chimica Etilene C2H4 25,15 Plastica Ossido di calcio CaO 20,12 Carta, cemento, acciaio Acido fosforico H3PO4 16,16 Fertilizzanti Ammoniaca NH3 15,03 Fertilizzanti Propilene C3H6 14,45 Plastica Idrossido di sodio NaOH 12,01 Produzione di alluminio, saponi  La Chimica è lo studio della materia e delle sue trasformazioni Classificazione della materia La Materia è qualsiasi cosa che occupa spazio e possiede massa propria. I principali Stati di Aggregazione della Materia sono: I tre stati di aggregazione possono essere interconvertiti tra loro senza alterare la composizione della sostanza Per esempio: l’acqua Temperatura di fusione Temperatura di ebollizione I tre stati di aggregazione possono essere interconvertiti tra loro senza alterare la composizione della sostanza Per esempio: l’acqua  Sostanze e miscele Una sostanza è materia che ha una composizione ben definita (non può essere modificata mediante purificazione) o costante e distinte proprietà Es: Acqua, argento, etanolo, biossido di carbonio Una miscela è una combinazione di due o più sostanze che mantengono la stessa composizione. Es: l’aria, bevande alcoliche, il cemento Una miscela non presenta una composizione costante Es: campioni di aria possono avere una composizione diversa  Miscela Miscela omogenea o soluzione: miscela in cui i componenti non sono distinguibili: pur mantenendo inalterate molte delle proprietà originarie, sono ‘mescolati’ fino alla scala atomica. Composizione ponderale e proprietà di una miscela omogenea sono uguali in ogni punto. Tuttavia, miscele diverse degli stessi componenti possono avere composizioni ponderali e proprietà distinte (come un caffè più o meno zuccherato). Sono miscele omogenee acqua e cloruro di sodio, acqua e zucchero.  Miscela Miscela eterogenea: miscela in la composizione è diversa da punto a punto. Sono dunque diverse da punto a punto le sue proprietà. Le miscele eterogenee solido-liquido si definiscono sospensioni, quelle liquido-liquido emulsioni. Sono sospensioni: miscele di acqua e sabbia Sono emulsioni: il latte, acqua e olio  Miscela Ogni miscela sia omogenea sia eterogenea, può essere separata e, quindi, separata nei suoi componenti puri attraverso mezzi fisici, senza alterare le proprietà e la composizione dei singoli componenti. Es: è possibile recuperare lo zucchero da una soluzione di acqua riscaldando la soluzione e facendola evaporare fino a secchezza. distillazione calamita  Sostanza Una sostanza può essere un elemento o un composto Elemento: Sostanza pura, a composizione chimica costante e invariabile, costituita da un unico tipo di mattoncini, detti atomi. Non è decomponibile chimicamente in sostanze più semplice. Attualmente ne sono noti 118, di cui ~ 90 si trovano in natura. Ciascun elemento è identificato da nome e simbolo (ossigeno= O, rame=Cu, etc.) Elementi  Composto Composto: Sostanza pura, a composizione chimica costante e invariabile, costituita da un atomi di almeno due elementi, combinati in proporzioni ponderali definite, e non separabili mediante metodi fisici. Possiede proprietà (chimiche e fisiche) distinte da quelle degli elementi costituenti. La composizione relativa (in massa) di un composto contenente gli elementi A e B viene comunemente indicata da una formula AxBy Differenze tra miscele e composti Differenze tra miscele e composti Classificazione della materia  Proprietà chimiche e fisiche della materia Proprietà Fisiche: Le sostanze vengono identificate per mezzo delle loro proprietà oltre che per la loro composizione. Il colore, il punto di ebollizione e la densità sono proprietà Fisiche. Una proprietà fisica può essere misurata e osservata senza cambiare la composizione di una sostanza. Es: possiamo misurare il punto di fusione di un blocco di ghiaccio. L’acqua differisce dal ghiaccio solo in aspetto ma non in composizione, quindi è una trasformazione fisica. Proprietà Estensive della Materia: Sono quelle proprietà fisiche che dipendono dalla quantità di materia e/o dalle dimensioni del campioni. Es. massa, lunghezza, volume. Proprietà Intensive della Materia: Sono quelle proprietà fisiche che dipendono dalla quantità di materia e/o dalle dimensioni del campioni. Es. temperatura, densità, punto di fusione e di ebollizione.  Proprietà chimiche e fisiche della materia Proprietà Chimiche: per poter essere osservate dobbiamo far avvenire una trasformazione (reazione) chimica. I cambiamenti Chimici della Materia sono ‘vincolati’ alle proprietà chimiche specifiche della(e) sostanza(e) iniziale(i). Sono esempi di proprietà chimiche acidità, reattività verso l’idrogeno…  Misure (1/2) Lo studio della chimica è fortemente legato alle misure. Proprietà macroscopiche: possono essere direttamente determinate - il metro per misurare la lunghezza - la buretta, pipetta, cilindro graduato per misurare il volume Matraccio Cilindro graduato Pipetta Buretta  Misure (2/2) Proprietà microscopiche: sono su scala atomica o molecolare e possono essere determinate con metodi indiretti Una misura deve essere espressa come un numero con un’unità di misura appropriata. In campo scientifico le unità di misura sono indispensabili per riportare le misure in maniera corretta.  Unità SI Secondo il sistema Internazionale (SI) ci sono sette grandezze fondamentali Tutte le altre grandezze, con le rispettive unità, possono essere derivate da queste.  Multipli e sottomultipli Spesso è molto più conveniente utilizzare multipli e sottomultipli delle unità di misura fondamentale μ= micro- (10-6 m) n= nano- (10-9 m) p= pico- (10-12 m) f= femto- (10-15 m)  Unità di misura derivate Dalle grandezze fondamentali si ricavano le grandezze derivate. L’unità di misura di una grandezza derivata si ricava da una o più unità di misura fondamentali Grandezza estensive e intensive  Massa e Peso La massa descrive la quantità di materia Unità di misura SI della massa è il kilogrammo (kg) 1 kg = 1000 g = 1 x 103 g Il peso è la forza che la gravità esercita su un oggetto peso = forza x massa Una barra di 1 kg pesa 1 kg sulla terra ma meno sulla luna  Volume L’unità di misura derivata dal SI per il volume è il metro cubo (m3) 1 cm3 = ( 1 x 10-2 m)3 = 1 x 10-6 m3 1 dm3 = (1 x 10-1 m)3 = 1 x 10-3 m3 1 L = 1000 mL = 1000 cm3 = 1 dm3 1 mL = 1 cm3 1 litro Matraccio  Densità L’unità di misura derivata dal SI per la densità è kg/m3 1 g/cm3 = 1 g/mL = 1000 kg/m3 densità = massa/volume d = m/V Esercizio: Un pezzo di platino metallico con una densità di 21,5 g/cm3 ha un volume di 4,49 cm3. Qual è la sua massa m d= V m = d × V = 21.5 g/cm3 × 4.49 cm3 = 96.5 g  Densità Problema di verifica: L’oro è un metallo prezioso chimicamente inerte. Si usa principalmente in oreficeria, odontoiatria e per le apparecchiature elettroniche. Un pezzo di un lingotto d’oro dalla massa di 301 g ha un volume di 15.6 cm3. Calcola la densità dell’oro [R: 19,3 g/cm3]  Scale di Temperatura Si usano tre scale di temperatura e le loro unità sono: °F (gradi fahrenheit)(condizioni normali punto di congelamento 32 °F e punto di ebollizione 212 °F acqua) °C (gradi celsius) (intervallo tra punto di congelamento 0 °C e di ebollizione 100 °C) K (gradi kelvin) (è la scala assoluta 0 K è la temperatura più bassa che può essere raggiunta) 273.15 K = 0 °C 373.15 K = 100 °C 32 °F = 0 °C 212 °F = 100 °C Equazioni di conversione °C = (°F – 32 °F) x [5 °C/9 °F] °F = [9 °F/5 °C] x (°C) + 32 °F K = (°C + 273,15 °C) x [1 K/1 °C] °C = K x [1 °C/1 K] – 273,15 °C  Scale di Temperatura Problema di verifica: Converti (a) 327,5 °C (il punto di fusione del piombo) in gradi fahrenheit; (b) 172,9 °F (il punto di ebollizione dell’etanolo) in gradi celsius; e (c) 77 K, il punto di ebollizione dell’azoto liquido, in gradi celsius. [R: (a) 621,5 °F; (b) 78,3 °C; (c) -196,2 °C  Notazione scientifica I chimici hanno spesso a che fare con numeri estremamente grandi Il numero di atomi in 12 g di carbonio: 602200000000000000000000 = 6,022 x 1023 O estremamente piccoli La massa di un singolo atomo di carbonio espressa in grammi: 0,0000000000000000000000199 = 1,99 x 10-23 N è un numero N × 10n n è un numero intero compreso tra 1 e 10 positivo o negativo  Notazione scientifica 568,762 0.00000772 sposta il separatore sposta il separatore decimale a sinistra decimale a destra n>0 n