Chimica generale ed inorganica con laboratorio (Canale A-Ci) (12 CFU)

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1 Chimica generale ed inorganica con laboratorio (Canale A-Ci) (12 CFU) ORARIO DELLE LEZIONI CALENDARIO ESAMI ESERCITAZIONI DI LABORATORIO LIBRI DI TESTO: D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Chimica generale, Zanichelli. Seconda edizione. (John C. Kotz, Paul M. Trichel, John R. Townsend, Chimica, Edises, sesta edizione) (R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonette. Chimica generale, Piccin, 11 edizione) 1 0

2 Testi di Problemi di Chimica Generale - M. Giomini, E. Balestrieri e M. Giustini, Fondamenti di Stechiometria, Edises - A. Caselli, S. Rizzato, F. Tessore, Stechiometria, Edises, V edizione - I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica, Casa Editrice Ambrosiana - F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni Editore PROVA D ESAME MATERIALE DIDATTICO PROGRAMMA/TAVOLA PERIODICA/CALENDARIO ESAMI/AULA-ORARIO COMPITI D ESAME SELEZIONATI, Power point (sul sito) Sito del Dipartimento: Maria Pia/Didattica/Chimica Generale ed Inorganica con Laboratorio (A-Ci) 1 1

3 Chimica generale ed inorganica con laboratorio (Canale A-Ci) (12 CFU) Programma del corso Introduzione alla chimica Struttura atomica Legame chimico e geometria molecolare Reazioni chimiche Calcoli stechiometrici in soluzione Stati di aggregazione della materia Termochimica Equilibrio chimico Equilibrio chimico in soluzioni acquose Termodinamica chimica Elettrochimica Cinetica chimica Proprietà degli elementi 1 2

4 INTRODUZIONE ALLA CHIMICA (Cap. 1) Il metodo scientifico. Le misure quantitative. Grandezze fisiche fondamentali e derivate. Sistema internazionale delle unità di misura (SI). Accuratezza e precisione di una misura. Errore percentuale. Cifre significative nei calcoli. 1 3

5 La chimica e il metodo scientifico La Chimica studia la composizione, la struttura, le proprietà e le trasformazioni della materia, spontanee o provocate dall uomo. La chimica è alla base della comprensione di molte discipline quali la biologia, la geologia, la scienza dei materiali, la medicina, la fisica e diversi settori dell ingegneria. Centinaia di materiali utilizzati ogni giorno sono prodotti direttamente o indirettamente mediante reazioni chimiche. Industria dei fertilizzanti Industria farmaceutica Materie plastiche La chimica è alla base dei prodotti che rendono possibile la vita quotidiana La chimica è necessaria per lo studio e la comprensione dell ambiente. 1 4

6 La Chimica è una scienza sperimentale basata sul metodo scientifico. Per es. nel caso della Teoria atomica, i risultati di una grande quantità di esperimenti hanno condotto alla scoperta di alcune leggi importanti che a loro volta sono state spiegate e unificate dalla teoria atomica della materia 1 5

7 - Definizione dell obiettivo Metodo scientifico - Raccolta di informazioni o dati sull oggetto in esame - Dati qualitativi (osservazioni di tipo descrittivo) e quantitativi (numeri ottenuti da misure) - Formulazione di un ipotesi - Esperimenti a supporto dell ipotesi - Formulazione di una legge scientifica (riassume le relazioni ma non le spiega). - Sviluppo di una teoria o principio unificatore, che spieghi le leggi fondate sulle osservazioni sperimentali La teoria può essere modificata o scartata, sulla base di ulteriori evidenze sperimentali. 1 6

8 Lo sviluppo della chimica come scienza moderna ha avuto inizio a partire dal XVIII secolo. La chimica moderna è fondata su misure quantitative, cioè misure i cui risultati sono espressi in forma di numero. Le osservazioni qualitative sono informazioni non numeriche come il colore di una sostanza o il suo aspetto fisico. 1 7

9 La parola chimica deriva dal greco chemeia, che si riferisce alla lavorazione dei metalli e alla loro trasmutazione, la credenza secondo cui i metalli potevano essere trasformati in oro. Chemeia a sua volta deriva dal termine Khem con cui era denominato l antico Egitto, in onore delle tecniche egiziane di lavorazione dei metalli e delle primitive teorie della trasmutazione. 1 8

10 Antoine Lavoisier fu il primo chimico ad apprezzare l importanza di eseguire misure quantitative. Lavoisier progettò bilance speciali molto più accurate di quelle ideate precedentemente, con le quali scoprì la legge di conservazione della massa: in una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti ottenuti ossia in una reazione chimica la massa totale si conserva. 1 9

11 Il Trattato Elementare di Chimica di Lavoisier (1789) fu il primo libro di testo di chimica basato su esperimenti quantitativi. Copertina del trattato di chimica di Lavoisier (1789) 1 10

12 Le grandezze che si possono misurare sono dette grandezze fisiche. Per riportare le misure la comunità scientifica ha scelto di utilizzare una versione modificata del sistema metrico decimale (SDM), detta Sistema Internazionale di Unità di Misura (SI). Nel SI le grandezze fisiche si dividono in fondamentali e derivate. SDM: metrico perché deriva dal metro, decimale perché ogni unità di misura ha multipli e sottomultipli 1 11

13 Secondo il Sistema Internazionale di Unità ci sono sette grandezze fondamentali. 1 12

14 Dalle grandezze fondamentali si ricavano le grandezze derivate. Ogni grandezza fondamentale ha una sua unità di misura la cui combinazione fornisce le unità di misura delle grandezze derivate. 1 13

15 1 14

16 Prefissi comuni delle unità del SI 1 15

17 Grandezza fisica Sistema c.g.s. Simbolo della grandezza Nome dell unità di misura Simbolo dell unità di misura lunghezza l centimetro cm massa m grammo g tempo t secondo s forza F dine dine lavoro o energia w erg erg 1 16

18 Corrispondenza tra vecchie unità ancora in uso ed unità SI Nome Simbolo Definizione SI caloria cal 1 cal = 4,184 J elettronvolt ev 1 ev = 1, J litroatmosfera litroatm 1 litroatm = 101,27 J chilovattora kwh 1 kwh = 3, J erg erg 1 erg = 10-7 J dine dine 1 dine = 10-5 N atmosfera atm 1 atm = Pa Torr (mmhg) Torr (mmhg) 1 Torr = 1 mmhg = 133,32 Pa litro l 1 l = 10-3 m 3 centimetro cubo cc 1 cc = 10-6 m 3 angstrom Å 1 Å = m = 10-8 cm Unità di massa atomica u 1 u = 1, Kg 1 17

19 Lunghezza Nel SI l unità di misura della lunghezza è il metro. In chimica le misure sono riportate in centimetri (cm), millimetri (mm), micrometri o micron (µm). Gli oggetti di scala atomica e molecolare hanno dimensioni dell ordine dei nanometri (nm) o dei picometri (pm). Il prefisso nano- è usato anche nel nome di una nuova area della scienza, la nanotecnologia, che si occupa della sintesi e dello studio dei materiali dell ordine di queste piccolissime dimensioni. 1 18

20 Prima dell avvento del SI il metro fu definito come la lunghezza di una barra di platino conservata in Francia (metro standard). La definizione di metro attuale, è stabilito in base alla velocità della luce nel vuoto. (vedi Appendice B McQuarrie) Unità usate negli Stati Uniti 1 in = 2,54 cm [in = inch (pollice)] 1 yd = 0,914 m [yd = yard (yarda] 1 m = 1,094 yd 1 19

21 1 m 3 Volume Nel SI l unità di misura del volume (V) è il metro cubo (m 3 ). In laboratorio si usa il litro (L) che equivale al volume di un cubo con spigolo 10 cm. 1L = (10 cm) 3 = 1000 cm 3 = 1 dm 3 1 ml = (1 cm) 3 = 1 cm 3 = 1 cc Il volume è una grandezza derivata da una lunghezza (elevata al cubo) e la sua unità di misura è il m 3 (SI) 1 20

22 1 21

23 Massa La massa di un corpo rappresenta la misura fondamentale della quantità di materia. Nel SI l unità di misura della massa è il chilogrammo (kg). Masse inferiori vengono espresse in grammi (g) o milligrammi (mg). 1 kg = 1000 g 1 g = 1000 mg Lo standard di un kilogrammo è costituito dalla massa di un cilindro di una lega di platino-iridio, conservato presso l Ufficio Internazionale di Pesi e Misure a Sèvres, in Francia. 1 22

24 I termini massa e peso sono spesso interscambiabili, ma a rigore non rappresentano la stessa cosa. La massa (m) di un oggetto è la misura dell inerzia dell oggetto, o la resistenza al movimento ed è una proprietà intrinseca dell oggetto stesso. Il peso (P) di un oggetto è pari alla forza di attrazione esercitata sull oggetto di massa m da un corpo di notevoli dimensioni come la Terra; è misurato in newton (N), ed è espresso dalla seguente relazione: P = m x g dove g è l accelerazione di gravità (9.81 m/s 2 ). 1 23

25 La massa di un oggetto è misurata in laboratorio mediante una bilancia, facendo uguagliare il peso dell oggetto da una serie di masse di riferimento. I valori delle masse di riferimento sono fissati dal confronto con il kilogrammo standard. Bilancia analitica Bilancia a bracci Bilancia elettronica 1 24

26 La bilancia analitica ha alloggiate al suo interno delle masse standard che sono azionate da un sistema di leve mobili. Il principio di funzionamento è la stesso della bilancia a bracci; ciò che cambia è il rilevamento del punto di equilibrio, che avviene per via ottica, mediante un fascio di luce, piuttosto che visivamente ad occhio nudo. La bilancia elettronica utilizza un cristallo sensibile alla pressione per misurare la massa (precisione ± 1 mg). La bilancia analitica ha una precisione maggiore della bilancia elettronica. 1 25

27 Temperatura La temperatura è una grandezza intensiva che ci fornisce una misura di quanto un corpo è caldo o freddo, ovvero è associata alla misura quantitativa della tendenza relativa del calore a lasciare un oggetto. Più è alta la temperatura di un oggetto, maggiore sarà la tendenza del calore ad abbandonare l oggetto stesso. Lo strumento utilizzato per misurare la temperatura è il termometro. Un termometro contiene una sostanza le cui proprietà variano in maniera riproducibile al variare della temperatura. Es. Volume di un certo liquido come il mercurio. 1 26

28 Le scale di temperatura (scale lineari) sono stabilite assegnando le temperature a due sistemi di riferimento. Le scale di tempertura più usate sono: scala Celsius ( C) scala Kelvin (K) scala Fahrenheit ( F) 1 27

29 La scala di temperatura Celsius (o scala centigrada) ( C) viene definita assegnando il valore 0 al punto di congelamento dell acqua pura (0 C) e 100 al suo punto di ebollizione (100 C). La scala di temperatura Kelvin (K) usa per unità la stessa dimensione di quella della scala Celsius, ma assegna lo zero alla temperatura più bassa che si può raggiungere, lo zero assoluto, corrispondente a - 273,15 C. Il simbolo di grado ( ) non viene usato con la temperatura kelvin. Il nome dell unità in questa scala è il kelvin. Tutte le temperature della scala Kelvin sono positive. 1 28

30 Confronto delle scale termometriche Fahrenheit, Celsius e Kelvin T (K) = t ( C) + 273,15 t ( C) = T (K) 273,15 t ( C) = (5/9) [t ( F) 32,0] 1 29

31 Proprietà estensive ed intensive Le grandezze che descrivono le proprietà della materia sono di due tipi: grandezze o proprietà estensive: dipendono dalla quantità di sostanza: es. massa, volume grandezze o proprietà intensive: non dipendono dalla quantità di sostanza: es. temperatura, pressione, densità 1 30

32 Densità La densità è una proprietà fisica (le proprietà fisiche possono essere osservate e misurate senza variare la composizione di una sostanza) ed è un esempio di proprietà espressa in unità derivate. La densità è il rapporto tra la massa di un oggetto e il suo volume d = m/v L unità SI è (kg/m 3 ). In chimica l unità di misura usata è g/cm 3 o g/ml. (densità del ghiaccio 0.92 g/cm 3 ) 1 31

33 La densità temperatura. di una sostanza dipende dalla Poiché il volume della maggior parte delle sostanze aumenta all aumentare della temperatura, la densità per la maggior parte delle sostanze decresce al crescere della temperatura. 1 32

34 Energia, lavoro e calore L energia è la capacità di un corpo di compiere un lavoro e trasferire calore. Il lavoro è il prodotto della forza per lo spostamento L = F s nel SI l unità di misura è il joule (J = N m). Il lavoro si misura anche in calorie: 1 cal = J. Il calore è un trasferimento di energia tra due corpi che si trovano inizialmente a temperature diverse. 1 33

35 È possibile distinguere l energia in: energia cinetica: l energia un oggetto associata al movimento di E c = ½ m v 2 energia potenziale: l energia posseduta (immagazzinata) da un oggetto associata alla sua posizione relativamente ad un punto di riferimento E p = m g h g = costante di accelerazione gravitazionale = 9,81 m s -2 Nel SI l unità di energia è il joule (J) 1 J = 1 kg m 2 s

36 Legge di conservazione dell energia: durante una trasformazione l energia non è né creata né distrutta. L energia può essere convertita da una forma all altra o trasferita da un sistema all altro, ma la quantità totale dell energia non può subire cambiamenti. La legge di conservazione dell energia dice che la somma dell energia cinetica e dell energia potenziale di un oggetto in volo è costante. E totale = E c + E p = costante 1 35

37 Potenza Si definisce potenza la velocità alla quale l energia è prodotta o consumata. L unità di potenza nel SI è il watt (W), che equivale ad un joule al secondo: 1 W = 1 J s -1 Una lampadina a incandescenza da 40 W emette energia per il 20% in luce e l 80% in calore ad una velocità di 40 J s -1. I consumi elettrici sono espressi in unità di kilowattora. Un kilowattora (kwh) è l energia consumata da un apparecchiatura di un kilowatt che funzioni per un ora. 1 36

38 Misure: accuratezza e precisione L accuratezza di una misura rappresenta l accordo tra la misura ed il valore vero per quella quantità. La precisione di una misura indica quanto sono in accordo tra di loro diverse determinazioni della stessa quantità. L accuratezza di una misura è espressa mediante l errore percentuale: Il valore vero è il valore che rappresenta il valore più accurato realmente conosciuto in base alle migliori conoscenze dello sperimentatore. La precisione di una misura è espressa mediante la deviazione standard. 1 37

39 L Handbook of Chemistry and Physics è un manuale di riferimento standard che contiene i dati concordati da un gran numero di scienziati per una vasta gamma di misure. 1 38

40 Deviazione standard Ogni misura può essere accompagnata da due tipi di errore: errori sistematici, per esempio a causa di strumenti malfunzionanti; errori casuali, dovuti a cause sconosciute e che non possono essere controllate dall operatore. Un modo per valutare gli errori casuali è calcolare la deviazione standard. 1 39

41 Deviazione standard La deviazione standard per una serie di misure è uguale alla radice quadrata della somma dei quadrati delle differenze fra ogni misura e il valore medio, diviso per il numero delle misure meno uno. 1 40

42 Una misura di C è più precisa di una misura di 32.3 C Valore vero della densità dell acqua a 25 C e alla pressione di 1 atm: 1,00 g/ml 1: dati accurati e precisi 2: dati accurati ma meno precisi 3: dati precisi ma non accurati 4: dati né accurati né precisi 1 41

43 Cifre significative La precisione di una quantità determinata sperimentalmente è indicata dal numero di cifre significative che sono le cifre effettivamente osservate con lo strumento di misura. In un numero che rappresenta una misura scientifica, l ultima cifra sulla destra è considerata non precisa. Se non altrimenti specificato, è consuetudine assegnare un incertezza pari a ± 1 all ultima cifra significativa. 1 42

44 Il risultato di una misura sperimentale deve fornire tre tipi di informazioni: 1) unità di misura 2) un numero che indica quante volte l unità di misura è contenuta nella grandezza in esame 3) deve essere fornita la precisione con la quale la misura è stata effettuata: Es g 4 cifre significative g ± (incertezza pari a ± 1 sull ultima cifra significativa). 1 43

45 Regole per determinare il numero di cifre significative Tutte le cifre diverse da zero e tutti gli zeri compresi tra queste cifre sono cifre significative. Es ml (4 cifre significative) 2. Gli zeri terminali, a destra di una cifra decimale sono cifre significative. Es. 2,200 g (4 cifre significative) 3. Gli zeri che compaiono a sinistra della prima cifra significativa nei numeri decimali (utilizzati solo per stabilire la posizione della virgola) non sono significativi. Es. 0,0013 (2 cifre significative). 4. Gli zeri terminali possono essere o no cifre significative. Un utile regola empirica è verificare se scompaiono quando viene utilizzata la notazione scientifica. Es

46 Regole per determinare il numero di cifre significative I numeri che possono essere contati esattamente e i fattori di conversione sono considerati numeri esatti. Non c è alcun limite alla precisione di un numero esatto e questo non segue le regole per le cifre significative, ovvero un numero esatto ha infinite cifre significative. I fattori di conversione (es. 1 m = 100 cm) sono considerati numeri esatti. 1 45

47 Come usare le cifre significative nei calcoli Regola 1. Addizioni e sottrazioni Nelle addizioni e nelle sottrazioni, il risultato non deve essere espresso con un numero di cifre decimali maggiore di quelle presenti nel numero, addizionato o sottratto, avente il minor numero di cifre decimali Regola 2. Moltiplicazioni e divisioni Nelle moltiplicazioni e nelle divisioni, il numero di cifre significative nel risultato è definito dalla quantità con il minor numero di cifre significative. Regola 3. Arrotondamenti Quando si arrotonda un numero, l ultima cifra da conservare viene aumentata di 1 solo se la cifra seguente è 5 o maggiore. 1 46

48 Come usare le cifre significative nei calcoli Quando si combinano più operazioni matematiche, come in calcoli con operazioni di moltiplicazione seguite da operazioni di sottrazione, il numero di cifre significative deve essere calcolato separatamente per ogni fase del calcolo, seguendo rigorosamente lo stesso ordine con cui le operazioni devono essere eseguite. Cifre significative e calcolatrici: quando si risolvono i problemi, si dovrebbero eseguire tutti i calcoli utilizzando tutte le cifre a disposizione nella calcolatrice ed eseguire l arrotondamento solo alla fine del calcolo, riportando il risultato con il corretto numero di cifre significative, eliminando quelle superflue, sulla base delle operazioni effettuate. Questo serve ad evitare errori di arrotondamento. 1 47

49 Applicazione delle regole sulle cifre significative 1 48

50 Notazione esponenziale o scientifica La notazione scientifica è la rappresentazione di un numero come multiplo di una potenza in base 10. N x 10 n L esponente n è positivo se il numero è più grande di 1, è negativo se è inferiore a

51 Notazione esponenziale o scientifica Sommare e sottrarre numeri in notazione scientifica Convertirli prima nelle stessa potenza di 10 Prodotto di numeri espressi in notazione scientifica Gli esponenti vengono sommati algebricamente Divisione di numeri espressi in notazione scientifica Gli esponenti vengono sottratti algebricamente Potenze di numeri espressi in notazione scientifica L esponente viene moltiplicato per il numero che indica la potenza Radici di numeri espressi in notazione scientifica Il numero deve essere prima trasformato in modo che l esponente sia divisibile per l indice della radice; l esponente viene poi diviso per la radice desiderata. 1 50

52 Analisi dimensionale e fattori di conversione L analisi dimensionale è un metodo di calcolo che consiste nell utilizzare in un calcolo la grandezza esprimendola come numero accompagnato dalla propria unità di misura. Il calcolo è impostato in modo che le unità indesiderate si elidono e la risposta numerica è corredata dalle unità desiderate. Se la risposta ottenuta non è espressa nelle unità desiderate, allora deduciamo che la procedura di calcolo utilizzata non è corretta. Un fattore di conversione esprime l equivalenza di una misura in due diverse unità. Es. 1 m = 100 cm 1 cm = 10 mm 1 51

53 Notazione di Guggenheim per grafici e tabelle v/ms -1 t/s

54 Questa notazione è stata adottata dall Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata (IUPAC), ed è ufficialmente consigliata per definire le colonne nelle tabelle di dati e gli assi nei grafici. IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) È un organizzazione non governativa internazionale dedita al progresso della chimica, costituita nel 1919 a Londra. Essa si propone di unificare le unità di misura, i simboli, le convenzioni e la nomenclatura affinché siano utilizzati univocamente dagli scienziati di tutto il mondo. 1 53