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• L’idea che la materia fosse composta da particelle microscopiche fu sviluppata nel IV secolo a.C. dai filosofi greci.

• L’esponente più significativo fu Democrito che, oltre ad ipotizzare l’esistenza di queste minuscole particelle, ne fornì anchel’identificazione esprimendonele principali proprietà.

• Per Democrito, infatti, la materia non era scomponibile all’infinito: prima o poi si arrivava a porzioni infinitesime non ulteriormente divisibili, invisibili, incorruttibili ed eterne.

• A queste particelle egli dette il nome di atomi, che in greco significa “non divisibili”.

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• L’atomismo di Democrito fu poi sviluppato da Epicuro (III sec. a.C.) e da Lucrezio (I sec. a.C.).

• Si trattava però di teorie filosofiche basate solo su ragionamenti teorici, senza alcun fondamento sperimentale: i filosofi non si ponevano la necessità di sottoporre a verifica le loro idee, affidandosi solo alle loro capacità logiche e deduttive.

• Occorre attendere fino al XIX secolo perché dalla teoria filosofica si passi alla teoria scientifica.

• Agli inizi dell’800 il chimico ingleseJohn Dalton elaborò una teoriaatomica basata sui datisperimentali allora disponibili,ottenuti dalle leggi della chimicaallora conosciute.

• Queste suggerivano che la materia fosse composta da piccole particelle indivisibili che si aggregano tra loro, come dimostra in particolar modo la legge delle proporzioni multiple (numeri interi piccoli).

• La teoria atomica dai Dalton può esser così brevemente riassunta nei suoi punti essenziali:

1. tutta la materia è composta di atomi2. gli atomi sono indivisibili e non possono essere né creati

né distrutti3. esistono pochi differenti tipi di atomi, tanti quanti sono i

diversi elementi4. gli atomi possono combinarsi tra loro per formare i

composti5. nelle trasformazioni della materia gli atomi partecipano

sempre interi, non si trasformano mai in altri atomi ma possono ricombinarsi in raggruppamenti diversi

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• La teoria atomica è in perfetto accordo con le leggi ponderali della chimica.

• Concorda con la legge di Lavoisier perché gli atomi, non potendo essere creati né distrutti, rimangono inalterati.

• Concorda con le leggi di Proust e di Dalton perché gli atomi partecipano interi alle trasformazioni e non cambiano,quindi anche i rapporti di combi-nazione sono costanti ed espressida numeri interi.

• La teoria atomica di Dalton, seppur con qualche piccola modifica, costituisce ancora oggi il nucleo fondamentale di tutta la chimica.

• Ma quali prove abbiamo, oggi, dell’esistenza degli atomi?

• Purtroppo un atomo è troppo piccolo per poter essere visto, anche se ultimamente si stanno registrando discreti successi.

• Per esempio nel 1981 due ricercatori svizzeri, Gerd Binnig e Hienrich Rohrer, utiliz-zando uno speciale microscopio(il microscopio a effetto tunnel)sono riusciti a vedere un atomoper la prima volta.

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• Questo è quanto sono riusciti a vedere i due ricercatori.

• Si tratta di una serie di atomi di cobalto disposti a formare un’ellisse.

• Il cobalto è un atomo piuttosto grande e l’immagi-ne che lo rappresenta è piuttosto grossolana

• Le principali prove che dimostrano l’esistenza degli atomi sono di tipo indiretto.

• Molte osservazioni, infatti, si spiegano solo ammettendo l’esistenza degli atomi.

• La più importante prova è la teoria cinetico-corpu-scolare della materia.

• Nel XVI secolo, a partire dagli studi di Newton, si ipotizzò che la materia fossecostituita di piccolissime particellein continuo movimento.

• Non si parlava ancora di atomi, ma l’esistenza di queste particelle era utile per spiegare gli stati fondamentali della materia ed i passaggi di stato.

• Oggi la teoria cinetico-corpuscolare della materia è stata perfezionata ed integrata con la teoria atomica.

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• Per descrivere un sistema si possono adottare due diversi punti di vista: macroscopico o microscopico.

• La descrizione macroscopica avviene misurando volume, pressione e temperatura.

• La descrizione microscopica consiste invece nel descrivere il comportamento delle particelle che compongono la materia.

• Queste, purtroppo, non sono visibili e di conseguenza è praticamente impossibile studiarle singolarmente.

• Fortunatamente molte delle grandezze misurabili macroscopicamente sono correlate ad alcuni comportamenti delle singole particelle.

• È possibile allora mettere in relazione i due livelli descrittivi attraverso la teoria cinetico-corpuscolare, così chiamata perché basata sulla concezione che la materia sia costituita da particelle (corpuscoli) in continuo movimento (cinetica).

• Così il volume diventa lo spazio entro cui le particelle possono muoversi;

• la pressione è la somma degli urti che le particelle compiono contro le pareti del recipiente;

• e la temperatura indica l’entità dei movimenti che le particelle compiono.

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• I movimenti che le particelle possono compiere sono distinti in due diversi tipi:

➢movimenti di traslazione, ossia di spostamento.

➢movimenti non di traslazione, come per esempio la rotazione o la vibrazione.

• Esistono due modi per misurare l’entità dei movimenti delle particelle: si può valutare la loro media, oppure sommare l’insieme di tutti i movimenti effettuati.

• La prima misura corrisponde alla temperatura, la seconda al calore.

• Il calore è una grandezza estensiva: se la quantità di materia è elevata, è elevato anche il numero di particelle in movimento.

• La temperatura è invece intensiva: si tratta, infatti, di una media.

• Però non tutte le particelle si muovono con la stessa energia.

• È possibile rappresentare graficamente la distribuzione dell’energia cinetica delle particelle di un corpo ad una certa temperatura: si ottiene una curva a campana in cui la maggior parte delle par-ticelle si muovono con una certa energia, ma ve ne sono anche di molto più lente e di molto più veloci.

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• L’area sottesa alla curva rappresenta la totalità delle particelle, mentre l’area tratteggiata rappresenta la frazione di quelle che hanno un’energia cinetica compresa tra E1 e E2.

• Se aumentiamo la temperatura si ha un appiattimento della curva, con un massimo in corrispondenza di un’energia cinetica più elevata; l’area totale sottesa resta costante, ma aumenta la frazione di particelle nell’intervallo E1 - E2.

• Al contrario, se abbassiamo la temperatura si constata un innalzamento della curva ed uno spostamento del picco verso un’energia cinetica più bassa; conseguentemente anche la frazione E1-E2

diminuisce.

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• Adesso, alla luce della teoria cinetico-corpuscolare della materia, proviamo a rivedere le caratteristiche degli stati fondamentali della materia.

• Lo stato aeriforme è quello in cui le particelle sono poco vincolate le une alle altre ed i movimenti di traslazione prevalgono nettamente.

• Un aeriforme non ha né forma né volume propri perché le particelle tendono a distribuirsi in tutto il volume a disposizione.

• È facilmente comprimibile (essendo relativamente molto distanti tra loro, è facile avvicinare le particelle) e ha generalmente una bassa densità (il rapporto massa/volume è nettamente a favore del denominatore).

• Lo stato liquido è quello in cui le particelle materia mediamente vincolate le une alle altre ed i movimenti di traslazione e di non traslazione si equivalgono.

• Un liquido ha volume proprio ma non forma propria perché le particelle si muovono senza allontanarsi molto tra loro.

• È poco comprimibile (essendo già vicine le une dalle altre, non è facile avvicinare ancor più le particelle tra loro) e ha generalmente una densità media (il rapporto massa/volume è all’incirca 1).

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• Lo stato solido è quello in cui le particelle sono strettamente vincolate le une alle altre ed i movimenti di non traslazione prevalgono su quelli di traslazione.

• Un solido ha volume e forma propri perché le particelle rimangono molto vicine le une alle altre e non si allontanano.

• Non è comprimibile (non è possibile avvicinare ulteriormente le particelle tra loro) e ha una densità elevata (il rapporto massa/volume è nettamente a favore del numeratore).

• Oltre a dare un’efficace interpretazione degli stati fondamentali della materia, la teoria cinetico-corpuscolare offre anche la possibilità di capire quel che accade durante i passaggi di stato.

• Essa inoltre ci permette di capire un curioso fenomeno che si osserva in occasione dei passaggi di stato.

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• Un aumento di temperatura determina un maggior movimento delle particelle.

• È più facile vincere le forze che tengono le particelle unite tra loro, che di conseguenza si allontanano determinando il passaggio da stati più condensati a stati più dispersi.

• Raffreddando il movimento diminuisce e le particelle si avvicinano maggiormente, passando così da stati più dispersi a stati più condensati.

• Proviamo a verificare sperimentalmente quanto descritto: prendiamo un solido e sottoponiamolo a riscaldamento.

• All’inizio la sua temperatura aumenta, ma mentre fonde rimane costante e poi aumenta di nuovo.

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• All’inizio il riscaldamento determina un aumento dell’energia cinetica media delle particelle del solido che si traduce in un aumento della temperatura.

• Durante la fusione l’energia fornita non ha aumentato il movimento, ma è servita a vincere le forze tra le particelle permettendo loro una maggiore libertà: quella dello stato liquido.

• L’energia che non provoca un aumento di temperatura viene definita calore latente.

• Alla temperatura di fusione coesistono la fase liquida e la fase solida.

• Alla temperatura di ebollizione coesistono la fase liquida e la fase di vapore.

• La stessa cosa la osserviamo nel corso della trasformazione del liquido in aeriforme.

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• La seconda sosta termica si chiama «di ebollizione».

• Ma l’ebollizione non è un passaggio di stato, che cosa accade, dunque, quando un liquido bolle?

• Normalmente un liquido evapora dalla superficie, ma a particolare temperature.

• Quando un liquido evapora le sue particelle abbandonano la fase liquida e passano nella fase aeriforme sovrastante.

• Qui esse esercitano una certa pressione, chiamata pressione di vapore che ostacola l’ulteriore evaporazione.

• Man mano che la temperatura sale, la pressione di vapore aumenta e quando diventa uguale alla pressione atmosferica il liquido non evapora più solo dalla superficie, ma anche dall’interno.

• Si formano così bolle di vapore all’interno della massa liquida: è l’ebollizione.

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• Quindi l’ebollizione dipende sia dalla temperatura che dalla pressione atmosferica.

• Se la pressione atmosferica cambia anche la temperatura di ebollizione cambia: è noto infatti che in alta montagna, dove la pressione è minore che al livello del mare, l’acqua bolle ad una temperatura inferiore a 100 °C.

• La teoria cinetico-corpuscolare consente anche di spiegare un altro fenomeno: perché quando un liquido evapora si raffredda?

• Perché con l’evaporazione si perdono le particelle dotate di energia cinetica maggiore (sono queste, infatti, che si svincolano dalle altre e si disperdono nell’aria) per cui quelle che rimangono hanno complessivamente un’energia cinetica media minore (e quindi una temperatura minore).

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• Oltre che con variazioni della temperatura possiamo ottenere i passaggi di stato attraverso una variazione della pressione.

• Aumentando la pressione le particelle si avvicinano tra loro e la sostanza passa verso stati più condensati.

• Diminuendo la pressione le particelle si allontanano ottenendo il risultato opposto.

• L’aumento o la diminuzione della pressione consente infatti alle particelle di avvicinarsi (stati condensati) o di allontanarsi reciprocamente (stati dispersi).

• Così, ad esempio è possibile congelare l’acqua a temperatura ambiente: basta aumentare la pressione atmosferica; ed è possibile anche farla bollire in frigorifero, diminuendo opportunamente la pressione.

• Di conseguenza, data una coppia di valoripressione/temperatura è possibile, in basse ad essi, determinare in quale stato fisico si trovi una sostanza.

• È possibile anche rappresentare graficamente queste coppie di valori in un grafico pressione/temperatura.

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• Si ottiene così un diagramma di stato.

• Prendiamo in considerazione il diagramma di stato dell’acqua.

• Il tratto GD rappresenta i valori di temperatura e pressione ai quali il ghiaccio sublima ed il vapore acqueo brina: a sinistra di tale tratto abbiamo solo ghiaccio, a destra solo vapore acqueo.

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• Il tratto DF rappresenta la stessa cosa per l’acqua liquida e il vapore acqueo: a sinistra vi è solo acqua liquida, a destra solo vapore.

• Infine il tratto DE rappresenta la variazione ghiaccio-acqua liquida.

• Lungo le tre linee si ha l’equilibrio tra due diversi stati; nel punto O, invece, che individua un valore di temperatura e un valore di pressione (per l’acqua 0,01°C e 4,58 mm/Hg), i tre stati coesistono contemporaneamente in equilibrio in equilibrio. Questo punto viene chiamato punto triplo.