CHIMICA. Contenuto del Corso

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1 CHIMICA Contenuto del Corso Struttura atomica della materia Proprietà periodiche Il legame Chimico Gas-Solidi-Liquidi Equilibri di fase Elettrochimica

2 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!

3 Testi Consigliati:Elementi di Chimica (Palmisano- Schiavello) EDISES Fondamenti di Chimica Generale (Chang) McGraw- Hill Esercizi: Stechiometria (Bertini-Mani) Ambrosiana DOCENTE:Dott. Giuliana Gorrasi Orario di ricevimento:giovedì studio n. 310 c/o Dipartimento di Ingegneria Chimica e Alimentare

4 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

5 L Università NON è un dovere (come la scuola), ma un DIRITTO! Non calpestate i Vostri Diritti!

6 CHIMICA - Cos è - Perché si studia - Come si studia

7 "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

8 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

9 La chimica si studia perché per gli studenti è una disciplina di base che, come la fisica e la matematica, rappresenta le basi dell Ingegneria

10 La chimica si suddivide in Chimica fisica Chimica analitica qualitativa Chimica analitica quantitativa Chimica generale Chimica inorganica Chimica organica Biochimica Chimica nucleare Merceologia.

11 La Chimica è lo studio delle trasformazioni della materia

12 Che cosa studia la chimica La composizione della materia Le trasformazioni della materia Reazioni chimiche prima dopo REAGENTI PRODOTTI

13 La materia è Tutto ciò che ha massa Tutto ciò che occupa spazio Tutto ciò che possiede energia

14 LA MATERIA tutto ciò che occupa uno spazio possiede una massa peso si presenta in uno dei 3 stati fisici volume solido liquido gassoso

15 La materia si trova Allo stato puro Aggregata

16 La materia è fatta da unità elementari chiamati atomi

17 La materia possiede proprietà Organolettiche Fisiche chimiche

18 PROPRIETÀ ORGANOLETTICHE Colpiscono i nostri sensi Sono soggettive Si distinguono in: Colore Sapore Odore Suono (o rumore) Tatto

19 PROPRIETA FISICHE Le proprietà fisiche sono oggettive Sono invariabili per quel campione Sono misurate con le grandezze intensive Ecco alcuni esempi

20 ESEMPI DI ROPRIETÀ FISICHE temperatura di fusione/solidificazione temperatura di ebollizione/condensazione attrazione alla calamita Peso specifico densità calore specifico calore latente

21 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 O 2

22 La materia si presenta allo stato fisico Solido Liquido Gassoso

23 La materia si definisce solida quando ha: Forma propria Volume proprio

24 La materia si definisce liquida quando ha: Volume proprio Forma non propria ma del recipiente in cui è contenuta

25 La materia si definisce gassosa quando ha: Volume non proprio Forma non propria

26 Le trasformazioni della materia possono essere Chimiche Fisiche

27 Le trasformazioni chimiche sono cambiamenti radicali della materia che cambia così le proprie proprietà chimiche, fisiche e organolettiche

28 Le trasformazioni fisiche riguardano i cambiamenti di stato di aggregazione della materia e coinvolgono solo le proprietà organolettiche e alcune proprietà fisiche

29 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

30 Cambiamenti di stato Stato fisico iniziale Stato fisico finale Solido Fusione Liquido Liquido Solidificazione Solido Liquido Evaporazione Ebollizione Aeriforme Aeriforme Condensazione Liquido Solido Sublimazione Aeriforme Aeriforme Brinamento Solido

31 L evaporazione riguarda solo la superficie del liquido e richiede una temperatura inferiore a quella di ebollizione.

32 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

33 Le sostanze semplici sono formate da un unico elemento anche se è un aggregato di più atomi. Sono esempi: Fe un atomo di ferro O 2 molecola di ossigeno

34 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.

35 La materia si può aggregare formando Miscugli omogenei Miscugli eterogenei

36 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

37 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

38 I componenti di un miscuglio omogeneo si separano sfruttando le diverse temperature dei cambiamenti di stato

39 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.

40 PRINCIPIO DI LAVOISIER ( , ghigliottinato durante il Terrore) 400 g mele 200 g farina 1 uovo 80 g 100 g zucchero 150 g latte 70 g burro 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 Una torta da 1 k g

41 teoria atomistica della materia Tutti gli oggetti materiali sono fatti di particelle, gli atomi corpi elementari = formati da atomi tutti uguali ELEMENTO = tipo di atomo corpi formati da atomi di elementi diversi omogenei leghe metalliche soluzioni: acqua e sale, latte, caffè, ecc.) eterogenei granito: miscuglio eterogeneo miscugli proporzione variabile in massa composti Proporzioni in massa definite e costanti Legge di Proust ( )

42 gli atomi elementari: simboli numerosi tipi di atomi -un centinaio circa- ognuno identificato da un nome e un simbolo O H Au Cu ossigeno idrogeno oro rame simbolo: lettera iniziale -due se più elementi hanno la stessa iniziale- del nome latino rame:cuprum Cu; azoto: nitrum: N; sodio: natrum Na; cabonio C; calcio Ca; cobalto Co diversi per proprietà fisiche e massa, volume colore carica elettrica che può assumere stato fisico del corpo elementare chimiche tipi di reazioni cui partecipa altri tipi di atomi con cui si lega proporzioni nelle quali si lega

43 le molecole: formule MOLECOLA: PARTE PIU PICCOLA DI UNA SOSTANZA CHE MANTIENE LE CARATTERISTICHE CHIMICHE DELLA SOSTANZA 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 2 atomi idrogeno H Formula H 2 O 1 atomo ossigeno O ATTENZIONE metalli molecole monoatomiche (1 atomo di ferro= 1 molecola di ferro) molecola dell acqua Formula Fe Fe Molecola di ferro

44 sostanze pure e miscugli sostanza pura: formata da particelle dello stesso tipo, uguali tra loro (rappresentate da formule) ferro, diamante ossigeno, ecc. elemento composto acqua, glucosio cellulosa, ecc. 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) aria, acqua di mare, acqua e alcol, acciaio eterogeneo: più fasi ( sospensione: solido-liquido; talco in acqua emulsione: 2 liquidi non miscibili olio in acqua

45 LA MATERIA SOSTANZE PURE O INDIVIDUI CHIMICI MISCELE ELEMENTI COMPOSTI OMOGENEE o ETEROGENEE o SOLUZIONI MISCUGLI (eterogenei) di elementi di composti di elementi+composti

46 GLI 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. Gli atomi di uno stesso elemento non sono tutti uguali (differenze di massa), si può solo dire che sono della stessa specie.

47 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). INFATTI 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.

48 I 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, CaCl 2, Na 2 SO 4, CaCO 3, 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.

49 LA 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.

50 LE 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.

51 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. A Z SIMBOLO ES.: 12 C Na

52 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 O 8O 8O

53 LA 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, kg, mentre la massa degli atomi degli elementi noti è compresa fra 1, kg e 4, kg. Per rendere le cose più semplici e dirette, sono state introdotte due misure, la MOLE e la MASSA MOLARE.

54 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 12 carbonio C 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, mol -1 1 mol di atomi= 6, mol di molecole= 6,

55 N.B.: Il numero di Avogadro indica non solo il numero di atomi di carbonio presenti in 12g di 12 C, ma anche il numero di atomi di ferro contenuti in 56g di 56 Fe, il numero di molecole di ossigeno contenuti in 32g di O 2, il numero di molecole d acqua contenute in 18g di H 2 O. 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.

56 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. 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.

57 È possibile convertire la quantità in grammi di una sostanza in numero di moli e viceversa. n= massa in grammi massa molare (g mol -1 ) con le relazioni reciproche: massa in g = massa molare (g mol -1 ) x n massa molare (g mol -1 )= Massa in g n

58 LEGGI 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.

59 La Chimica intorno a noi