STUDIAMO LA MATERIA – Laboratorio di chimica e fisica

Le grandezze fisiche sono misurabili

• Misurareuna grandezza significa trovare un numero che esprime quante volte il campione di misura sta nella grandezza misurata.
• In questo corso utilizziamo le unità di misura del Si­stema Internazionale (S.I.), in cui le grandezze fondamentali sono sette.

La misura diretta consiste nel confrontare la gran­dezza da misurare con l'unità di misura. La misura in­diretta, invece, si basa sulla misura di altre grandezze legate a quella da determinare.
La densità di una sostanza è una grandezza derivata. La densità di un corpo omogeneo si deter­mina mediante il rapporto fra la sua massa e il volume che occupa.

La misura e l'errore
Ogni volta che si misura una grandezza fisica si com­mettono degli errori, sistematici e/o accidentali. Se è possibile, si preferisce ripetere la stessa misura diverse volte. In questo caso, il valore più attendibile è la me­dia aritmetica delle misure.
L'errore che si commette nel misurare una grandezza è detto errore assoluto.
L'errore percentuale èpiù significa­tivo di quello assoluto, perché ci dà informazioni sulla precisione con cui è stata effettuata una misura.
• L'errore assoluto (ea) èuguale alla differenza tra il valore massimo e il valore minimo misurati diviso due (ea=valmax–valmin/2).
• La media x viene calcolata som­mando tutti i dati ottenuti dalla misurazione e dividendo per il nu­mero degli addendi.
• Il valore della misurazionesarà dato dalla media più o meno l'er­rore assoluto:  x ± ea.
• L'errore relativo (er)siottiene dal rapporto tra l'errore assoluto e la media:     (er=ea/x).
• L’errore percentualeè uguale all’errore relativo moltiplicato per 100 ed espresso in % :  (ep=er·100)
• Le cifre significativeindicano l'incertezza della misurazione.   Sono cifre significative tutti i numeri, tranne gli zeri che precedono, a sinistra, la prima cifra diversa da 0.
• L'arrotondamento deve tener conto delle cifre significative.

Il risultato di una misura può essere scritto in diversi modi fra loro equivalenti: associando al valore misurato l'errore assoluto o l'errore percentuale op­pure indicando gli estremi di variazione.

 

La notazione scientifica o esponenziale
• I numeri molto grandi o molto piccoli si possono esprimere come potenze di 10.
• Si possono eseguire i calcoli con numeri espressi come potenze di 10; in questo caso valgono le re­gole delle proprietà delle potenze.

CALCOLI CON LE MISURE SIGNIFICATIVE
• Nelle moltiplicazioni e divisioni il risultato deve avere un numero di cifre significative pari a quello del numero che ne ha di meno (non vanno presi in considerazione numeri che non provengono da misure).
• Nelle addizioni e sottrazioni si deve mantenere nel risultato il numero di cifre decimali del numero che ne ha di meno.

ARROTONDAMENTO
• La prima cifra significativa incerta deve essere arrotondata:
per difetto, se <5 
per eccesso, se ≥5

 

Grandezze direttamente e inversamente proporzionali
Le grandezze rappresentate nella figura a destra sono diretta­mente proporzionali: tuttii punti del grafico stanno su una semiretta e sono allineati con l'origine degli assi. Il rapporto fra le due grandezze si mantiene costante ed è rappresentato dalla pendenza della retta:

 

Nella figura a sinistra le due grandezze sono inversa­mente proporzionali: tutti i punti si trovano su un'iperbole. Il prodotto fra le due gran­dezze si mantiene costante.

 

 

 

 

LA PRESSIONE

 

 

 

La pressione èil rapporto tra la forza pre­mente su una superficie e l'area della superficie stessa. Nel S.I., la pressione si misura in pascal: 1 Pa = 1 N/m2. A parità di forza, la pressione è tanto maggiore quanto più piccola è la superficie su cui si esercita.
L'aria che ci circonda è pesante
La pressione atmosfericaèdo­vuta al peso dell'aria che circonda la Terra. È stata mi­surata per la prima volta da Torricelli.
A livello del mare e alle nostre latitudini, la pressione atmosferica equivale alla pressione che esercita una colonna di mercurio alta 76 cm (760 mm), cioè circa centomila pascal.
La pressione atmosferica diminuisce all'aumentare dell'altezza sul livello del mare.
Per la misura della pressione si utilizzano i barometri e i manometri.

Altre unità di misura in uso per la pressione atmosferica e loro conversioni.
Pressione atmosferica = 760 mmHg = 1 atm.
Si usa anche il bar = 105 Pa = 0,986 atm.
Quindi,
760 mmHg = 1 atm = 101325 Pa = 1,013 bar
1 mmHg = 133,322 Pa = 1,3∙10-3 atm

 

La temperatura e il calore
La temperatura dipende dallo stato di agitazione termica di un corpo; perciò è una gran­dezza fisica caratteristica del corpo stesso. Il calore, invece, spontaneamente si trasferisce da un corpo a temperatura più alta a uno a temperatura più bassa.
Nel Sistema Internazionale, la temperatura si misura in kelvin. Una variazione di temperatura (ΔT) espressa in gradi centigradi ha lo stesso valore se viene espressa in kelvin.

La dilatazione termica
Le sostanze cambiano dimensioni al variare della temperatura. In genere, le sostanze si dilatano, quando la temperatura aumenta, e si contraggono, quando la temperatura diminuisce, secondo la legge:

La costante kècaratteristica della sostanza chesi di­lata o si contrae.

 

La legge fondamentale della termologia
La quantità di calore che un corpo acquista o cede quando la sua temperatura cambia di ΔT è:

cè il calore specifico del corpo.
La legge (legge fondamentale della termologia) non può essere applicata quando avviene un cambiamento di stato.
Quando due corpi che hanno diverse temperature T1 eT2 sono posti a contatto, dopo un po' di tempo rag­giungono la stessa temperatura di equilibrio Te (prin­cipio dell'equilibrio termico) . In assenza di dispersione di calore, si ottiene l'equazione dell'equilibrio termico uguagliando il calore acquistato dal corpo freddo a duello ceduto dal corpo caldo:

 

I passaggi di stato
Quando il ghiaccio fonde la temperatura è 0 °C e rimane costante, finché il ghiaccio è tutto fuso; quando l'acqua bolle, la temperatura rimane fissa sui 100 °C. Ogni pas­saggio di stato avviene a temperatura costante.

Fusione edebollizione sono cambiamenti di stato che richiedono calore; i passaggi inversi, solidificazioneecondensazione, avvengono con cessione di ca­lore da parte della sostanza che cambia stato.

La quantità di calore assorbita o ceduta durante il pas­saggio di stato è proporzionale alla massa della so­stanza che cambia stato:

dove λ rappresenta il calore latente.

• I passaggi di statocomportano la trasformazione della materia da uno stato fisico all'altro (per esem­pio da liquido a solido) grazie a variazioni della temperatura e del­la pressione.

 

 

La propagazione del calore
Il calore si propaga spontaneamente da un corpo caldo a uno freddo e, all'interno dello stesso corpo, da punti a maggiore temperatura a punti a minore tempera­tura. Il calore si propaga nei solidi per conduzione, nei fluidi per convezione.

 

I GAS - L'equilibrio dei gas
Lo stato di equilibrio di una deter­minata quantità di gas è caratterizzato da tre gran­dezze fisiche: pressione, volume, temperatura, oltre che dalla quantità di gas. Variando una delle grandezze, il gas passa a uno stato diverso.

I GAS PERFETTI (o ideali)
E’ perfetto (o ideale) un gas che soddisfa le seguenti condizioni:

• le particelle che  costituiscono il gas hanno volume proprio nullo;
• fra le particelle non esistono interazioni a distanza;
• gli urti tra le particelle sono perfettamente elastici.

I gas perfetti obbediscono alle leggi illustrate di seguito.

 LEGGE DI BOYLE (1662)    - Isoterma (a temperatura costante)

P∙V=k       (Pressione e volume sono inversamente proporzionali).
A temperatura costante, se aumento il volume la pressione diminuirà in proporzione, in quanto diminuiscono gli urti sulle pareti del recipiente.
Posso anche esprimerla:  P1∙V1 = P2∙V2

  

                                                                                                                                           

 

LEGGE DI CHARLES (1787)   -   Isobara (a pressione costante)
V = k ∙ T        (Volume e temperatura sono direttamente proporzionali).    
A pressione costante, se aumento la temperatura il volume aumenterà in proporzione.
Posso anche esprimerla:                       

 

 

LEGGE DI GAY-LUSSAC (1802)    -   isocora (a volume costante)
P = k’ ∙ T      (Pressione e Temperatura sono direttamente proporzionali).        
Mantenendo il volume costante, se aumento la temperatura la pressione aumenterà in proporzione.
Posso anche esprimerla:

 

 

Le leggi di Charles e Gay-Lussac indicano che V e P di un gas diminuiscono con l’abbassarsi di T.
W. Thomson (Lord Kelvin), estrapolando le rette che descrivono le 2 leggi, osservò che entrambe incontrano l’asse delle ascisse nel punto t = -273,15 °C.

 

 

 

 

 

 

Questa temperatura limite alla quale un gas IDEALE non occupa né volume né esercita pressione, venne definita zero assoluto.

Kelvin propose una scala termometrica che parte dallo zero assoluto, di tipo centigrado, (scala Kelvin) il cui ZERO corrisponde alla temperatura di -273,15 °C.

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI
Abbiamo visto che:
P 1/µ V (Boyle)
T µ V  (Charles)
T µ P (Gay-Lussac)
Combinando le tre leggi si ricava che:

LA MATERIA - LE CARATTERISTICHE DELLA MATERIA
La CHIMICA è la scienza che studia la composizione, la struttura e le trasformazioni della materia.    Tutto ciò che accade intorno a noi, dentro di noi, è materia e trasformazione di materia. La Chimica è in tutto questo.
Più precisamente, per materia si intende tutto ciò che occupa uno spazio, cioè è delimitato da un volume, ed è dotato di una massa.
Altre proprietà della materia sono per esempio: la densità(data dal rapporto massa/volume), la durezza, il colore, l'odo­re, la temperatura, la conducibilità elettrica, lo stato fisico(solido, liquido o aeriforme).

Gli stati fisici della materia
• La materia può esistere in 3 stati fisici diversi: liquido, solido e aeriforme.   Gli stati della materia dipendono dal­la costituzione della materia stes­sa, dalla temperatura e dalla pres­sione.

• Le proprietà caratteristiche dei tre stati della materia sono legate ai cambiamenti di volume, pres­sione, forma e densità.

	SOLIDI	LIQUIDI	AERIFORMI
Volume	proprio	proprio	occupa tutto il volume disponibile
Forma	propria	assume la forma del recipiente	assume la forma del recipiente
Densità	alta	media	bassa
Effetto della pressione	incomprimibile (a pressioni non elevate)	incomprimibile (a pressioni non elevate)	comprimibile
Variazione del volume in fuzione della T	piccolissima	piccola	molto grande
Variazione del volume in funzione della P	piccolissima	piccolissima	molto grande

 

 

 

 

 

 

• Sistemi omogenei e sistemi eterogenei

Si definisce sistema un certo insieme, cioè una certa porzio­ne, di materia di cui voglio esaminare il comportamento fisico, chimico o chimico-fisico. Il resto della materia circo­stante è definito ambiente.

Una porzione di materia, oltre a essere delimitata da superfici nette, può possedere in ogni punto le stesse caratteristiche (per esempio, di stato di aggregazione, calore, consistenza, ecc.): in tal caso viene più propriamente definita fase e costi­tuisce un sistema omogeneo.

Una porzione di materia può anche essere formata da più fasi omogenee, per cui le sue caratteristiche non sono ovunque le stesse: in tal caso costituisce un sistema eterogeneo.

• Trasformazioni fisiche e trasformazioni chimiche

Sono trasformazioni fisiche quelle che un materiale subisce nella sua forma, senza che venga alterata la sua natura chi­mica. Ne sono esempi i cambiamenti di stato o la dissoluzione di un solido (come lo zucchero o il sale) in acqua. Dopo una trasformazione fisica si può ripristinare la situazione di parten­za sempre con una trasformazione fisica (reversibilità delle trasformazioni fisiche). Per esempio, da un liquido trasforma­to in vapore si può per raffreddamento di quest'ultimo riotte­nere il liquido di partenza.

Le trasformazioni chimiche, o reazioni chimiche, sono quelle per cui un materiale è trasformato in un nuovo tipo di materiale, con proprietà chimiche diverse. La combustio­ne del carbone o di un pezzo di legno, l'arrugginimento del ferro all'aria o la digestione degli alimenti sono esempi di tra­sformazione chimiche. Le trasformazioni chimiche sono ge­neralmente irreversibili, vale a dire che nella maggior parte dei casi lo stato iniziale del sistema è irrecuperabile. Per esempio, dai prodotti della combustione del legno o del car­bone non si può in nessun modo riottenere legno o carbone. Sono dette reversibili le reazioni chimiche, meno frequenti, in cui dai prodotti si possono ottenere di nuovo le sostanze di partenza.

Sostanze (elementi e composti) e miscugli
Tutti i materiali sono costituiti da singole sostanze o da miscu­gli di due o più sostanze (questo è il caso di gran lunga più fre­quente).
Una sostanza è un materiale che possiede specifiche pro­prietà uguali in ogni punto (come già accennato) e che, inol­tre, non può essere separato in un altro materiale per mezzo di processi fisici. Le sostanze si distinguono in:

• sostanze semplici, o elementi, quando non possono essere de­composte per mezzo di processi chimici in sostanze più sem­plici (le sostanze semplici sono formate da atomi di un solo ti­po, o elementi);
• sostanze composte, o composti, quando sono formate da due o più elementi differenti chimicamente combinati secondo determinati rapporti fissi, identici in qualunque porzione di materia considerata (i composti, per mezzo di processi chi­mici, possono essere separati negli elementi costituenti).

I miscugli risultano dall'unione fisica di due o più sostanze e hanno una composizione e quindi proprietà chimiche e fisiche variabili da punto a punto. i miscugli si distinguono in:

• miscugli eterogenei, quando sono individuabili due o più fa­si e i componenti sono distinguibili a occhio nudo o con l'au­silio di un microscopio (una sospensioneèun miscuglio ete­rogeneo tra un solido e un liquido; un'emulsioneèun miscu­glio eterogeneo tra due liquidi immiscibili);
•  miscugli omogenei, quando si presentano in un'unica fase e i componenti non sono più distinguibili, neppure al micro­scopio. I miscugli omogenei sono anche detti soluzioni, for­mate da una solvente, il componente più abbondante (che de­termina lo stato fisico del sistema), e da un soluto, il compo­nente disciolto nel solvente.

STRUTTURA DELLA MATERIA
Tutta la materia, compresa quella che costituisce gli or­ganismi viventi più complessi, è costituita dalla com­binazione di diversi elementi chimici. In natura sono presenti circa 92 elementi, molti dei quali ci sono fami­liari: l'ossigeno, per esempio, è presente nell'aria che respiriamo e nell'acqua, il calcio si trova nelle conchi­glie di molti organismi, nei gusci delle uova, nelle ossa e nei denti degli animali, mentre il ferro è l'elemento responsabile del colore rosso del nostro sangue.
La più piccola particella di un elemento che possie­de le proprietà di quell'elemento è un atomo. Ogni atomo ha un piccolissimo denso nòcciolo, il nucleo, che contiene una o più particelle cariche positivamen­te, i protoni, insieme a particelle di massa analoga ma elettricamente neutre chiamate neutroni.
Tutti gli atomi di un determinato elemento hanno lo stesso numero di protoni: questo numero caratte­rizza quell'elemento chimico ed è detto numero ato­mico (generalmente indicato con Z). Per esempio, gli atomi di idrogeno hanno un solo protone nel loro nu­cleo, mentre gli atomi di carbonio ne hanno 6 perciò, il numero atomico dell'idrogeno è 1 e quello del car­bonio è 6. Se due atomi appartengono allo stesso ele­mento chimico, hanno perciò lo stesso numero di protoni, ma hanno un diverso numero di neutroni nel nucleo sono detti isotopi.
La somma dei protoni e dei neutroni corrisponde al numero di massa (generalmente indicato con A).
Due isotopi differiscono quindi per il numero di mas­sa: per esempio, il numero di massa di un atomo di os­sigeno che possiede 8 neutroni è 16, mentre l'isotopo dell'ossigeno che presenta 9 neutroni avrà numero di massa uguale a 17.

Il peso di un atomo di ciascun elemento (massa atomica o peso atomico) è la massa media di un ato­mo di quell'elemento, in rapporto alla massa di un atomo di carbonio-12, cioè di un atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni. Poiché in natura, in genere, un elemento è presente come miscela di isotopi, la massa atomica corrisponde alla media dei pesi atomi­ci dei vari isotopi, considerando la relativa abbondan­za percentuale.
Esternamente al nucleo si muovono, alla velocità della luce, leggerissime particelle cariche negativa­mente, gli elettroni, attratti dalla carica positiva dei protoni. In ogni atomo elettricamente neutro, il nume­ro di elettroni è uguale al numero dei protoni presenti nel suo nucleo. Gli elettroni conferiscono all'atomo le sue proprietà chimiche, ossia influiscono sulla capacità e sul modo in cui un atomo può reagire con altri atomi. Come vedremo in seguito, le reazioni chimiche possono com­portare spostamenti di elettroni da un atomo all'altro.

PROTONE e NEUTRONE ≈ massa UGUALE. Per praticità si usa la massa del PROTONE (o del NEUTRONE) come unità di misura della massa.
Massa elettrone ≈ 1/1840 massa protone.

Le interazioni tra atomo e atomo, che portano alle reazioni chimiche, sono stabilite dagli elettroni. Questi si trovano a determinate distanze dal nucleo e possono muoversi solo in certi determinati LIVELLI ENERGETICI, corrispondenti a ben definiti livelli quantizzati di energia; gli atomi, in base al loro numero atomico, possono avere 1, 2 o più livelli energetici.
Gli  elettroni possiedono quantità variabile di energia a seconda della loro distanza dal nucleo: maggiore è la distanza, maggiore è la quantità di energia posseduta.

LE PROPRIETA’ CHIMICHE DI UN ELEMENTO DIPENDONO DAL NUMERO DI ELETTRONI PRESENTI NEL LIVELLO PIU’ ESTERNO.

Il 1° livello può contenere max n.2 elettroni;
Il 2° e oltre possono contenere max n. 8 elettroni.

                      

 

 

Elettroni mancanti per completare i livelli energetici
Elettroni presenti

 

Gli atomi che presentano i livelli più esterni incompleti sono molto reattivi, pertanto, attraverso le reazioni chimiche con altri atomi altrettanto incompleti, cercano di colmare il proprio livello più esterno incompleto (cioè cercano di raggiungere l’ottetto) [ cosa che non fanno i gas nobili che hanno già la loro orbita più esterna completa].
Gli atomi raggiungono questo obiettivo trasferendo o condividendo gli elettroni più esterni.  Queste interazioni solitamente fanno sì che gli atomi vengano tenuti insieme da forze di attrazione chiamate legami chimici.

 

LEGAME IONICO

Ione = è un atomo (o molecola) provvisto di una carica elettrica
(- o +) che dipende dall’acquisizione o dalla perdita di 1 o più elettroni.

Due ioni aventi cariche opposte si attraggono; se l’attrazione è tale da legarli l’uno all’altro, il legame è detto LEGAME IONICO.

         

LEGAME COVALENTE

Si forma per la condivisione da parte di 2 atomi di una o più coppie di elettroni dei livelli più esterni.
Due o più atomi tenuti uniti da legami covalenti formano una molecola.