CHIMICA
Contenuto del Corso
Struttura atomica della materia
Proprietà periodiche
Il legame Chimico
Gas-Solidi-Liquidi
Equilibri di fase
Elettrochimica
Durata del Corso: 12 settimane (x 5 ore) = 60 ore totali (6 CFU)
Tipo di Esame: Prova scritta propedeutica alla prova orale
Prove Intracorso: NON previste
Termine corsi 1 semestre:18 Dicembre 2009
Appelli di esame:Gennaio, Febbraio, Giugno, Luglio, Settembre
Prova scritta:NON CONSERVATIVA!
Testi Consigliati:Elementi di Chimica (Palmisano- Schiavello) EDISES
Fondamenti di Chimica Generale (Chang) McGraw- Hill
Esercizi: Stechiometria (Bertini-Mani) Ambrosiana
http://www.dica.unisa.it/bacheca/chimica/eschi.htm
DOCENTE:Dott. Giuliana Gorrasi
Orario di ricevimento:Giovedì 10.30-12.30 studio n. 310 c/o Dipartimento di Ingegneria Chimica e Alimentare
…QUALCHE CONSIGLIO UTILE…
Seguire il Corso SOLO se REALMENTE interessati!
Utilizzare al 100% TUTTO il tempo che si trascorre in Facoltà: è TUTTO tempo risparmiato a casa (o altrove)
Evitare inutili dispendi di tempo, denaro e risorse fisiche e intellettive
(è TUTTO contrario alla “filosofia” del vero Ingegnere)
Stare sempre al passo con il corso in modo da sostenere l’esame al primo appello
L’Università NON è un dovere (come la scuola), ma un
DIRITTO!
Non calpestate i Vostri Diritti!
CHIMICA
- Perché si studia
- Come si studia
- Cos’è
"Là dove la natura finisce di produrre le sue specie,l'uomo comincia, utilizzando le specie della natura,e in armonia con la natura stessa,a creare una infinità di specie“
Leonardo da Vinci
La chimica si studia perché…
Con la sua conoscenza possiamo meglio controllare le reazioni chimiche che ci coinvolgono nella vita di tutti i giorni
Ci permette di comprendere come funziona il nostro organismo ed i valori nutrizionali della dieta
Permette di comprendere i problemi ambientali relativi al clima
L’industria chimica controlla la produzione metalmeccanica, alimentare, farmaceutica, tessile…quindi la nostra vita!
E inoltre…
… per gli studenti è una disciplina di base che, come la fisica e la matematica, rappresenta le basi dell’Ingegneria
La chimica si studia perché…
La chimica si suddivide in … Chimica fisica Chimica analitica qualitativa Chimica analitica quantitativa Chimica generale Chimica inorganica Chimica organica Biochimica Chimica nucleare Merceologia ………………….
La Chimica è…
… lo studio delle trasformazioni della materia
La composizione della materia Le trasformazioni della materia
Reazioni chimiche
REAGENTI PRODOTTI
prima dopo
Che cosa studia la chimica
La materia è …
Tutto ciò che ha massa Tutto ciò che occupa spazio Tutto ciò che possiede energia
tutto ciò che occupa uno spazio volume possiede una massa peso si presenta in uno dei 3 stati fisici
solido liquido gassoso
LA MATERIA
La materia si trova
Allo stato puro Aggregata
La materia è fatta ……da unità elementari chiamati atomi
La materia possiede proprietà
Organolettiche Fisiche chimiche
PROPRIETÀ ORGANOLETTICHE
Colpiscono i nostri sensi Sono soggettive Si distinguono in:
ColoreSaporeOdore Suono (o rumore)Tatto
PROPRIETA’ FISICHE Le proprietà fisiche sono oggettive Sono invariabili per quel campione Sono misurate con le
grandezze intensive
Ecco alcuni esempi
ESEMPI DI ROPRIETÀ FISICHE temperatura di fusione/solidificazione temperatura di ebollizione/condensazione attrazione alla calamita Peso specifico densità calore specifico calore latente
Le proprietà chimiche della materia riguardano Il comportamento della stessa in presenza di
altri campioni di materia diversa Sono esempi:
La capacità di formare o no soluzioni con l’acqua La capacità di reagire o no con l’O2
La materia si presenta allo stato fisico
Solido Liquido Gassoso
La materia si definisce solida quando ha:
Forma propria Volume proprio
La materia si definisce liquida quando ha:
Volume proprio Forma non propria ma del
recipiente in cui è contenuta
La materia si definisce gassosa quando ha:
Volume non proprio Forma non propria
Le trasformazioni della materia possono essere Chimiche Fisiche
Le trasformazioni chimiche sono cambiamenti radicali della materia che cambia così le proprie proprietà chimiche, fisiche e organolettiche
Le trasformazioni fisiche riguardano i cambiamenti di stato di aggregazione della materia e coinvolgono solo le proprietà organolettiche e alcune proprietà fisiche
Cambiamenti di stato Avvengono grazie ai cambiamenti di
temperatura del sistema, cioè grazie agli apporti o sottrazioni di energia termica
Durante il cambiamento di stato si verifica la sosta termica
Variano alcune proprietà fisiche fra cui la densità ed il peso specifico della materia
Ecco i nomi corrispondenti ai vari cambiamenti
Cambiamenti di stato
Stato fisico iniziale
Stato fisico finale
Solido Fusione Liquido
Liquido Solidificazione Solido
LiquidoEvaporazione
EbollizioneAeriforme
Aeriforme Condensazione Liquido
Solido Sublimazione Aeriforme
Aeriforme Brinamento Solido
L’evaporazione riguarda solo la superficie del liquido e richiede una temperatura inferiore a quella di ebollizione.
La materia allo stato puro è definita sostanza Può essere semplice o composta È esprimibile con una formula
chimica Il concetto di purezza è differente
dal punto di vista chimico o da quello merceologico
Le sostanze semplici sono formate da un unico elemento anche se è un aggregato di più atomi.
Sono esempi:Fe un atomo di ferroO2 molecola di ossigeno
Sia le sostanze semplici che quelle composte, purché formate da più atomi, indifferentemente se uguali o diversi, sono formate da molecole, cioè aggregati di atomi saldati tra loro da legami più o meno forti.
Tali molecole vengono scritte con formule chimiche che esprimono, con simboli e numeri, la presenza degli elementi che la compongono ed il rapporto quantitativo tra essi.I simboli corrispondenti a tali elementi sono ritrovabili sulla tavola periodica degli stessi.
La materia si può aggregare formando
Miscugli omogenei Miscugli eterogenei
Miscugli omogenei
Nei miscugli omogenei i componenti sono mescolati in modo molto “profondo” tanto che essi perdono alcune proprietà e non sono più distinguibili fra loro
Miscugli omogenei liquidi sono chiamati soluzioni.
Le soluzioni hanno Un solvente liquido Uno o più soluti che si possono
presentare sia allo stato solido, sia liquido che gassoso
I componenti di un miscuglio omogeneo si separano sfruttando le diverse temperature dei cambiamenti di stato
Miscugli eterogenei
I miscugli eterogenei sono quelli più facili da individuare perché in genere i diversi componenti che li costituiscono si riconoscono nettamente, talvolta anche ad occhio nudo.
nelle trasformazioni chimiche la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti
La materia non si crea,
non si distrugge, si trasforma
(1743-1794, ghigliottinato durante il Terrore)
400 g mele200 g farina1 uovo 80 g100 g zucchero150 g latte70 g burro
Una torta da 1 k g
PRINCIPIO DI LAVOISIER
Tutti gli oggetti materiali sono fatti di particelle, gli atomi
corpi elementari = formati da atomi tutti ugualiELEMENTO = tipo di atomo
corpi formati da atomi di elementi diversi
miscugli compostiproporzione
variabile in massa
Proporzioni in massa definite e costanti
Legge di Proust(1754-1826)
omogenei
eterogenei
granito: miscuglioeterogeneo
leghe metallichesoluzioni: acqua e sale,latte, caffè, ecc.)
teoria atomistica della materia
numerosi tipi di atomi -un centinaio circa- ognuno identificato da un nome e
un simbolo
diversi per proprietà fisiche e
chimiche
ossigenoidrogeno
ororame
OHAuCu
massa, volume colore carica elettrica che può assumerestato fisico del corpo elementare
tipi di reazioni cui partecipaaltri tipi di atomi con cui si legaproporzioni nelle quali si lega
simbolo: lettera iniziale -due se più elementi hanno la stessa iniziale- del nome latinorame:cuprum Cu; azoto: nitrum: N; sodio: natrum Na; cabonio C; calcio Ca; cobalto Co
gli atomi elementari: simboli
associazioni di 2 o più atomi in proporzioni costanti -qualunque sia la quantità e la provenienza
della sostanza formata dalle molecole- rappresentate con una FORMULA, cioè un insieme di SIMBOLI, uno per elemento con, al piede, un numero - indice -
= numero di atomi di ciascun elemento
le molecole: formuleMOLECOLA: PARTE PIU’ PICCOLA DI UNA SOSTANZA
CHE MANTIENE LE CARATTERISTICHE CHIMICHE DELLA SOSTANZA
ATTENZIONE
metalli molecole monoatomiche
(1 atomo di ferro= 1 molecola di ferro) molecola dell’acqua
2 atomi idrogeno H
1 atomo ossigeno O
Formula
H2O
H
H O
FormulaFe
Fe Molecola di ferro
sostanza pura: formata da particelle dello stesso tipo, uguali tra loro (rappresentate da formule)
miscuglio: mescolanza, in proporzioni variabili -non può essere rappresentato da una formula!- di sostanze pure sistema omogeneo: una sola fase (componenti non separati da superfici)
eterogeneo: più fasi ( sospensione: solido-liquido;
emulsione: 2 liquidi non miscibili
elemento
composto acqua, glucosiocellulosa, ecc.ferro, diamante
ossigeno, ecc.
aria, acqua di mare, acqua e alcol, acciaio
olio in acqua
talco in acqua
sostanze pure e miscugli
LA MATERIALA MATERIA
SOSTANZE PURE O INDIVIDUI CHIMICI
MISCELE
ELEMENTI
COMPOSTI ETEROGENEE o MISCUGLI (eterogenei)
OMOGENEE o SOLUZIONI
di elementi
di composti
di elementi+composti
GLI ELEMENTIGLI ELEMENTI
• Gli elementi non possono essere scomposti, con metodi chimici, in sostanze più semplici.
• Sono costituiti da atomi della stessa specie e sono raggruppati nella tavola periodica.
• L’atomo è la più piccola parte di un elemento, con cui esso può entrare a far parte di un composto.
N. B.N. B.Gli atomi di uno stesso elemento non
sono tutti uguali (differenze di massa), si
può solo dire che sono della stessa
specie.
INOLTRE…INOLTRE…
L’atomo di un elemento NON conserva le proprietà chimiche e fisiche dell’elemento e NON è mai capace di esistere libero (a parte i gas nobili aventi molecola monoatomica).
La più piccola parte di un elemento capace di esistenza fisica indipendente è la MOLECOLA che è formata da 2 o più atomi e che conserva le proprietà chimiche e gran parte di quelle fisiche dell’elemento.
INFATTI…INFATTI…
I COMPOSTII COMPOSTI
• I composti sono formati da due o più elementi
legati in rapporto fisso e costante, scomponibili per
mezzo di processi chimici.
• Possono essere molecolari o ionici : nei primi, la
formula rappresenta la molecola del composto, nei
secondi (NaCl, CaCl2, Na2SO4, CaCO3, ecc..) la
formula è solo empirica, detta formula minima o
unità di formula.
• Le molecole dei composti sono formate sempre da
almeno due atomi diversi.
LA STRUTTURA DELL’ATOMOLA STRUTTURA DELL’ATOMO• Si può considerare che l’atomo sia formato da una
parte centrale detta NUCLEO e da elettroni posti all’esterno, molto distanti da esso.
• Il nucleo è formato da particelle elementari (subatomiche) dette PROTONI e NEUTRONI che sono la sede della massa dell’atomo, in quanto 1800 volte più pesanti degli elettroni.
Gli elettroni hanno, quindi, massa trascurabile rispetto al nucleo (protoni+neutroni).• Gli elettroni sono distribuiti attorno al nucleo
secondo un ordine preciso.
LE PARTICELLE SUBATOMICHELE PARTICELLE SUBATOMICHE
Se ne conoscono più di cento, ma le più importanti sono protoni, neutroni (nucleoni) ed elettroni.
I PROTONI sono particelle stabili, dotate di carica positiva, presenti in tutti i nuclei atomici.
NUMERO ATOMICO Z: numero di protoni presenti nel nucleo, serve per individuare la specie chimica e
coincide numericamente con il numero di elettroni dell’atomo nel suo stato fondamentale.
Il numero atomico Z è fisso e unico per ciascun elemento ed indica anche il numero degli elettroni
dell’atomo.Gli elettroni hanno carica negativa.
I NEUTRONI sono particelle subatomiche prive di carica e dotate di massa simile a quella dei protoni. Sono particelle elementari stabili.
NUMERO DI MASSA A: somma del numero di protoni e neutroni.
Numero atomico e numero di massa vengono riportati a sinistra del simbolo dell’elemento, Z in basso e A in alto.
SIMBOLO
AZ
C12 6 Na
2311ES.:
Una specie atomica di cui vengono specificati numero atomico Z e di massa A è detta NUCLIDE.
Atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa vengono detti NUCLIDI ISOTOPI o solo ISOTOPI.Gli isotopi di uno determinato elemento hanno lo stesso comportamento chimico, ma possono differire per alcune proprietà fisiche (densità, tensione di vapore,…).SI può CONCLUDERE CHE: gli atomi di uno stesso
elemento NON sono tutti uguali, essendo
formati da più isotopi.
O16 8 O17
8 O18 8
LA MASSA DEGLI ATOMILA MASSA DEGLI ATOMI
UNITA’ DI MASSA ATOMICA u (Da o u.m.a.): unità di massa specifica per gli atomi che permette di riferirci alle masse infinitesimali degli atomi
nell’ordine di decine o centinaia (variando da 1 a 262).
Il valore di u è 1,66054 10-27 kg, mentre la massa degli atomi degli elementi noti è
compresa fra 1,673 10-27 kg e 4,637 10-25 kg.
Per rendere le cose più semplici e dirette, sono state introdotte due misure, la MOLE e la
MASSA MOLARE.
Una mole (mol) è la quantità di sostanza chimica che contiene un numero di particelle (atomi, molecole, elettroni,…) pari al numero di atomi di carbonio contenuti in 12 g dell’isotopo del carbonio C
12 6
Una mole di atomi o di molecole è formata dallo stesso numero di atomi o di molecole per qualsiasi elemento o composto si prenda in considerazione.
Questo numero costante corrisponde al NUMERO DI AVOGADRO (n), o costante di Avogadro, e vale 6,02.1023 mol-1
1 mol di atomi= 6,02 .1023
1 mol di molecole= 6,02 . 1023
N.B.:N.B.: Il numero di Avogadro indica non solo il numero di atomi di carbonio presenti in 12g di 12C,
ma anche il numero di atomi di ferro contenuti in 56g di 56Fe,
il numero di molecole di ossigeno contenuti in 32g di O2,
il numero di molecole d’acqua contenute in 18g di H2O.
In generale: il numero di Avogadro indica il numero di specie chimiche contenute in A g di qualunque sostanza che abbia peso atomico o molecolare A.
La massa molare è la massa di una mole di atomi o molecole di un individuo chimico, espressa in g mol-
1
Per ottenere la massa di una mole di atomi di un elemento, basta prelevare una quantità in grammi pari al peso atomico dell’elemento. Il discorso è identico per la massa di una mole di molecole.
Una mole si sostanza è quella quantità di sostanza il cui peso, espresso in g, è numericamente uguale al peso atomico o molecolare della sostanza.
È possibile convertire la quantità in grammi di una sostanza in numero di moli e viceversa.
massa in grammi massa molare (g mol-1)n=
con le relazioni reciproche:
massa in g = massa molare (g mol-1) x n
massa molare (g mol-1)=Massa in g
n
LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICALEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA Legge di Lavoiser: la somma delle masse
(pesi) delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse (pesi) dei prodotti di una reazione.
Legge di Proust: gli elementi per formare i composti si legano in rapporti ponderali fissi e costanti.
Legge di Gay-Lussac: nelle reazioni fra gas, i volumi dei reagenti sono in rapporto numerico semplice e il loro rapporto con il volume dei prodotti è pure espresso da numeri semplici.
Legge dell’invariabilità delle sostanze elementari: nelle comuni reazioni chimiche un elemento non può essere trasformato in un altro.
La Chimica intorno a noi