dispense di chimica analitica dott.ssa claudia pelosi

187 Pages·2012·3.11 MB·Italian

Corso di Chimica analitica Dott.ssa Claudia Pelosi

UNIVERSITA’ DEGLI STUDI DELLA TUSCIA
DIPARTIMENTO DI SCIENZE DEI BENI CULTURALI

CORSO TRIENNALE IN CONSERVAZIONE DEI BENI
CULTURALI (CLASSI L1-L43)

DISPENSE DI CHIMICA ANALITICA

DOTT.SSA CLAUDIA PELOSI
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Corso di Chimica analitica Dott.ssa Claudia Pelosi
INTRODUZIONE
La prima parte del corso di Chimica analitica ha lo scopo di fornire le conoscenze e i
concetti di base della chimica moderna indispensabili per approfondire lo studio dei
materiali di interesse storico-artistico e archeologico con i quali lo studente del corso
triennale in Beni culturali si troverà ad operare.
Il campo della conservazione e del restauro si trova ad affrontare i materiali più svariati:
inorganici e organici, elementi semplici e composti dalla struttura complessa, sostanze
naturali e di sintesi, prodotti di alterazione che si originano da trasformazioni chimico-
fisiche della materia. È quindi indispensabile conoscere le proprietà fondamentali della
materia e le sue principali trasformazioni sia per affrontare correttamente lo studio di un
manufatto di interesse storico-artistico e archeologico, ma anche per programmare nella
maniera migliore la sua conservazione nel tempo.
Le conoscenze di base sono necessarie per lo sviluppo della seconda parte del corso di
Chimica analitica che verterà sullo studio delle principali tecniche di indagine impiegate
nel settore dei beni culturali.
Queste dispense servono come supporto anche per gli studenti che non hanno mai
seguito un corso di chimica e dunque mancano di quei concetti di base necessari per
sviluppare gli argomenti propri del corso di chimica analitica.
Partendo da queste premesse, le dispense saranno quindi articolate in una serie di
argomenti fondamentali, di seguito elencati, con esempi e riferimenti ai settori di
interesse dello studente in Beni Culturali.
Si partirà dalla conoscenza e la lettura della tabella periodica degli elementi, strumento
fondamentale del chimico per affrontare poi la materia e le sue proprietà. Nel primo
capitolo, infatti, verranno fornite le basi per l’uso della tabella periodica insieme con
alcuni concetti generali quali le unità di misura internazionali, le espressioni delle
concentrazioni e la struttura dell’atomo.
L’argomento successivo sarà costituito dai legami chimici che, “unendo” gli elementi,
portano alla formazione dei composti e quindi a tutte le forme di materia che noi
conosciamo; anche in questo caso gli esempi saranno riferiti ai beni culturali. In questa
parte del corso (capitolo 2) verranno forniti anche i concetti fondamentali legati alle
geometrie molecolari con esempi di composti inorganici e organici; è, infatti,
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particolarmente importante conoscere, anche se in maniera generale, il legame che
esiste tra le strutture molecolari e le proprietà e applicazioni dei diversi materiali.
L’argomento successivo, trattato nel capitolo 3, sarà a questo punto logicamente
costituito dalle forme di aggregazione dei composti chimici, ovvero gli stati della
materia: gassoso, liquido, solido. Nel capitolo 4 verranno forniti alcuni concetti di base
della termodinamica, una parte della chimica molto importante per comprendere la
stabilità dei sistemi chimico-fisici e delle leggi che regolano gli equilibri.
Nel capitolo 5 verranno trattati gli equilibri acido-base, il significato dei pH, la sua
misura e alcuni esempi di titolazioni acido-base.
Nel capitolo 6 saranno affrontati gli equilibri chimici in sistemi eterogenei: equilibri di
solubilità; equilibri di ossido-riduzione. In questo capitolo verranno dati anche alcuni
concetti di base di elettrochimica, sia per comprendere il funzionamento di alcuni
semplici strumenti di laboratorio, come il pH-metro, sia per comprendere fenomeni
importanti come quello della corrosione dei metalli. Lo studio degli equilibri eterogenei
è molto importante per il settore dei beni culturali, perché strettamente connesso sia con
le trasformazioni e le alterazioni che i materiali possono subire sia come metodi
applicabili nel restauro.
Infine, il settimo e ultimo capitolo è stato dedicato alla chimica organica e fornisce
alcuni concetti di base per comprendere questa grande branca della chimica. In questo
capitolo sono trattati anche i polimeri sia di sintesi che naturali (proteine, polisaccaridi,
lipidi) e alcuni materiali organici importanti per il settore dei beni culturali (cere e resine
naturali).
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CAPITOLO 1

1.1 Elementi chimici e tabella periodica degli elementi
La chimica è la scienza che studia le proprietà delle sostanze e delle reazioni che le
trasformano in altre sostanze.
Il metodo scientifico è seguito nella chimica, come in altre scienze, per verificare una
ipotesi che, sottoposta a prove rigorosamente controllate negli esperimenti, si trasforma
in legge scientifica quando riesce a mantenersi valida in tutte le prove effettuate.
Due tradizioni si intrecciano lungo la storia della chimica: l’analisi (attraverso la
decomposizione delle sostanze) e la sintesi (attraverso l’unione delle sostanze).
La chimica parte dunque dal processo di analisi ovvero di determinazione della materia.
La materia si presenta in vari stati (liquido, solido, gas) e può essere eterogenea o
omogenea a seconda che presenti rispettivamente zone con proprietà differenti o uguali
in ogni punto (Figg. 1-3)

Fig. 1 – Classificazione della materia in base alle sue proprietà caratteristiche (da R.C. Smoot, J.S. Price,
R.G. Smith, D. Cacciatore, Corso di Chimica Moderna, Le Monnier, 1991).
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Fig. 2 – Esempio di un materiale eterogeneo (da R.C. Smoot, J.S. Price, R.G. Smith, D. Cacciatore, Corso
di Chimica Moderna, Le Monnier, 1991).

La fase è una porzione di materia che presenta proprietà costanti in ogni suo punto (Fig.
3).

Fig. 3 – Esempio di sistemi eterogenei costituiti da più fasi (da R.C. Smoot, J.S. Price, R.G. Smith, D.
Cacciatore, Corso di Chimica Moderna, Le Monnier, 1991).

Le sostanze sono costituite da elementi i quali non possono essere ulteriormente
decomposti in entità più piccole se non attraverso il decadimento radioattivo o le
reazioni nucleari che sono in grado di trasformare un elemento in un altro.
Il termine composto in chimica viene utilizzato per indicare sostanze costituite da due o
più elementi.
Gli atomi che costituiscono gli elementi chimici e quindi la materia non sono entità
indivisibili ma sono costituite da particelle più piccole, l’evidenza delle quali si ebbe
dagli studi effettuati a cavallo tra il 1800 e il 1900 sugli effetti di campi elettrici
sufficientemente intensi sugli atomi e le molecole. Nel 1897 il fisico britannico J.J.
Thomson condusse una serie di esperimenti schematizzati in fig. 4.
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Fig. 4 - Un apparecchio come quello usato da Thomson nel 1897 per scoprire l’elettrone (da Donald A.
McQuarrie, Peter A. Rock, Chimica generale, Zanichelli, 1991)

Quando si applica una differenza di potenziale tra gli elettrodi montati in un tubo di
vetro con vuoto parziale, lo spazio tra gli elettrodi diventa luminescente. Thomson
mostrò che tale scarica luminosa consisteva di un fascio di particelle identiche cariche
negativamente ora chiamate elettroni. Egli riuscì a determinarlo deflettendo il fascio di
particelle con campi elettrici e magnetici. L’esperimento di Thomson permise di
determinare soltanto il rapporto carica/massa. Nel 1906 il fisico americano Robert
Millikan con il suo studente H. A. Fletcher misurò il valore assoluto della carica
elettrica elementare con un elegante esperimento. Il valore oggi accettato per la carica
elementare, ovvero la carica dell’elettrone, è e = 1,6021773 x 10-19 C. Il valore della
massa dell’elettrone è m = 9,109390 x 10-31 kg.
e
Quasi contemporaneamente alla scoperta dell’elettrone, Henri Becquerel scoprì la
radioattività il processo per cui certi atomi si disintegrano spontaneamente. Egli scoprì
che gli atomi di uranio sono radioattivi. Poco più tardi Marie e Pierre Curie scoprirono
altri elementi radioattivi come il radio, il polonio.
Fu scoperto che le radiazioni emesse dalle sostanze radioattive sono di tre tipi:
Nome originale Nome moderno Massa* Carica
Raggi α Particelle α 4,00 +2
Raggi β Particelle β (elettroni) 5,49x10-4 -1
Raggi γ raggi γ 0 0
*in unità di massa atomica
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Nel 1911 Ernest Rutherford e un suo studente, Ernest Marsden, allestirono un
esperimento in cui un sottile foglio d’oro veniva bombardato con particelle α. La
maggior parte delle particelle passava senza apprezzabile deflessione attraverso il
foglio. Alcune venivano deflesse solo leggermente, passando vicino ad un nucleo
contenuto nel foglio, e solo poche erano deflesse all’indietro, quando collidevano
direttamente con il nucleo.
Quindi Rutherford scoprì che un atomo è prevalentemente spazio vuoto e che la carica
positiva e praticamente tutta la massa si trovano concentrate in un volume molto piccolo
al centro dell’atomo, che chiamò nucleo.
Rutherford scoprì in seguito che la carica positiva in un atomo è dovuta ai protoni,
particelle subatomiche con carica uguale a quella degli elettroni ma di segno opposto e
massa pari a circa 1836 volte la massa di un elettrone.
Nel 1920 Ernest Rutherford propose l’esistenza dei neutroni per spiegare la massa
osservata del nucleo dell’atomo. Nel 1932 James Chadwick verificò sperimentalmente
che nel nucleo vi era un altro tipo di particella con praticamente la stessa massa del
protone ed elettricamente neutra.
Rutherford propose quindi un modello atomico in cui il nucleo possiede una carica
complessiva pari a +Ze con Z elettroni attorno al nucleo ad una distanza di circa 10-10
m. Questo è tuttora il modello base accettato per la struttura atomica.
Le proprietà della materia si originano dalla carica +Ze del nucleo e dalla presenza di Z
elettroni attorno al nucleo.
Il numero Z si chiama numero atomico dell’elemento.
Il numero di massa invece rappresenta il totale di protoni più neutroni e viene indicato
con la lettera A.
Molti elementi sono formati da due o più isotopi, atomi che contengono lo stesso
numero di protoni ma un diverso numero di neutroni.
Per esempio, nel caso dell’idrogeno l’isotopo più comune contiene un protone e un
elettrone (H). C’è un altro isotopo, meno comune, che contiene un protone, un elettrone
e un neutrone: questo isotopo più pesante è detto comunemente deuterio ed è indicato
con il simbolo D.
Il peso atomico di ciascun elemento è dato dalla somma dei pesi di ciascun isotopo,
ciascuno moltiplicato per la sua abbondanza naturale.
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(Da Donald A. McQuarrie, Peter A. Rock, Chimica generale, Zanichelli, 1991)

Ad esempio il peso atomico del cloro si calcola nel modo seguente:
peso atomico Cl = 34,97 (75,77/100) + 36,97 (24,23/100) = 35,45

Il numero dei composti chimici noti è molto ampio e continua ad aumentare
rapidamente con la ricerca. Il numero delle reazioni chimiche di questi composti è
praticamente illimitato, certamente il loro studio è agevolato dall’osservazione che le
proprietà degli elementi mostrano delle regolarità che permettono di classificarli in
famiglie i cui membri manifestano proprietà chimiche e fisiche simili. Gli elementi sono
elencati secondo il numero atomico Z e proprio in funzione di Z ricorrono regolarmente
i comportamenti chimici degli elementi.
La legge periodica dice che:

LE PROPRIETA’ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI SONO FUNZIONI
PERIODICHE DEL NUMERO ATOMICO Z

Quindi gli elementi possono essere sistemati in una tabella, detta Tavola Periodica, che
visualizza immediatamente le similarità chimiche (fig. 5).
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Fig. 5 – Tavola periodica degli elementi

La tavola periodica ordina gli elementi in gruppi (sistemati verticalmente) e in periodi
(sistemati orizzontalmente). Vi sono otto gruppi di elementi principali (IA-VIIIA), dieci
gruppi (tre periodi) di elementi metallici di transizione, un periodo di elementi con
numero atomico da 57 a 71 detti terre rare o lantanidi e un periodo di elementi con
numero atomico da 89 a 103 chiamati attinidi che risultano poco stabili e generalmente
devono essere preparati artificialmente.
Gli elementi sono classificati come metalli o non metalli in base alla presenza o assenza
di lucentezza metallica, di una buona o scarsa capacità di condurre elettricità e calore, la
malleabilità o la fragilità. Alcuni elementi presentano caratteristiche in parte simili ai
metalli (antimonio, arsenico, boro, silicio e tellurio) e per questo vengono anche detti
semimetalli o metalloidi.
Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano sistematicamente lungo la tavola
periodica; importanti proprietà fisiche sono: il punto di fusione, il punto di ebollizione,
la conducibilità termica ed elettrica, la densità, le dimensioni atomiche, la variazione di
energia che si ha quando si aggiunge o si rimuove un elettrone dall’atomo neutro.
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Storicamente la tavola periodica degli elementi fu introdotta nel 1869-1870 dal russo
Dmitri Mendeleev insieme al chimico tedesco Lothar Mayer, quando si conoscevano
appena un terzo degli elementi oggi noti.

1.2 Concetto di mole
Le masse atomiche sono costituite da una serie di numeri relativi i cui valori assoluti
dipendono da uno standard definito, la massa dell’isotopo 12C. Ad essa viene assegnata
la massa esatta 12 ed 1/12 di questa massa viene definito unità di massa atomica
unificata, abbreviata u.
L’unità di massa atomica unificata viene anche chiamata dalton in onore di uno dei
chimici più importanti della storia.
È stato determinato sperimentalmente che una mole di qualsiasi sostanza contiene
6,022x1023 unità formula. Questo numero è detto numero di Avogadro, da Amedeo
Avogadro, uno scienziato italiano (1776-1856) che fu tra i primi sostenitori della teoria
atomica.
La definizione ufficiale di mole secondo il Sistema Internazionale di misura (SI) è:

“LA MOLE È LA QUANTITÀ DI SOSTANZA DI UN SISTEMA CHE
CONTIENE TANTE ENTITÀ ELEMENTARI QUANTI SONO GLI ATOMI
PRESENTI IN 0,012 KG ESATTI DI CARBONIO-12. QUANDO SI USA LA
MOLE DEVONO ESSERE SPECIFICATE LE ENTITÀ ELEMENTARI, CHE
POSSONO ESSERE ATOMI, MOLECOLE, IONI, ELETTRONI, ALTRE
PARTICELLE O GRUPPI DIVERSAMENTE SPECIFICATI DI TALI
PARTICELLE”

In altre parole una mole di sostanza è la quantità di materia che contiene un numero di
Avogadro di particelle che possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc., (fig. 6).

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