Chimica e laboratorio Simonetta TUTI Stanza 28 II° piano DIMI

Presentazione sul tema: "Chimica e laboratorio Simonetta TUTI Stanza 28 II° piano DIMI"— Transcript della presentazione:

1 Chimica e laboratorio Simonetta TUTI Stanza 28 II° piano DIMI Orario ricevimento: martedì 14:30-15:30 Testo: Schiavello Palmisano: Elementi di Chimica – Edises Bertini, Luchinat, Mani: Chimica (seconda edizione) - CEA

2 Che cosa è la chimica? È una scienza naturale! È una scienza di base! “è la scienza che studia la materia (composizione, struttura, proprietà), i suoi fenomeni di trasformazione e di combinazione e le leggi che li regolano”

3 Composizione: il tipo di atomi che costituiscono una sostanza, e i loro rapporti numerici (formule chimiche). Struttura: la disposizione nello spazio degli atomi costituenti un composto. Determina le proprietà della materia. Proprietà: Colore Densità Solubilità Conducibilità termica Conducibilità elettrica T ebollizione T fusione

4 Materia: tutto ciò che possiede massa e occupa spazio
Stati di aggregazione della materia una sostanza pura esiste, nelle condizioni standard (T=25°C, P=1atm), in uno dei tre stati di aggregazione: Solido: volume proprio, forma propria Liquido: volume proprio, forma fluida (assume la forma del recipiente che lo contiene) Gas: assenza di volume proprio, forma fluida (occupa tutto lo spazio del recipiente che lo contiene)

5 Gas Liquido Solido Trasformazioni di stato evaporazione
condensazione vapore liquefazione gas brinamento Liquido sublimazione Energia termica solidificazione fusione Solido

6 Campione di materia Sostanze pure Miscele eterogenea omogenea
(soluzione) elemento composto costituito da un unico tipo di atomi costituito da atomi di specie diverse in rapporti costanti sostanze diverse miscelate a livello molecolare

7 Miscela eterogenea liquido-liquido (2 fasi, 1 stato di aggregazione)
Fase: campione di materia che presenta proprietà chimico fisiche costanti nel suo interno Miscela eterogenea liquido-solido (2 fasi, 2 stati di aggregazione)

8 Elementi principali della crosta terrestre, della Terra e dell’Universo (percentuale in peso)
Componenti principali dell’atmosfera (percentuale in volume) Il 98% della materia naturale è costituito da circa 10 elementi

9 LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA
: Nascita della chimica LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA Lavoisier ( ): legge della conservazione delle masse Proust ( ): legge delle proporzioni definite Dalton ( ): legge delle proporzioni multiple (teoria atomica) Gay-Lussac ( ): legge delle proporzioni multiple in volume Avogadro ( ): principio di Avogadro Cannizzaro ( ): regola di Cannizzaro (peso atomico e molecolare) La discussione sulla natura della materia si conclude nel XIX secolo con l’affermazione della “teoria atomica” che pone come costituenti ultimi della materia gli atomi.

10 Cu + S = CuS Lavoisier (1743-1794): legge della costanza delle masse
In una reazione chimica, la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa totale delle sostanze prodotte. Nelle reazioni chimiche la materia non si crea e non si distrugge In un recipiente chiuso la massa non cambia: Legno + O2  cenere + CO2 + H2O Cu + S = CuS 50 g (Cu) g (S) = 75 g (CuS) 50 g (Cu) g (S) = 75 g (CuS) + 5 g (S)

11 Proust (1754-1826): legge delle proporzioni definite
Un composto è caratterizzato dall’avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli elementi componenti, indipendentemente dal metodo di preparazione. Composti diversi, contenenti gli stessi elementi, hanno rapporti diversi di combinazione tra atomi. 100,0 g contengono 79.8 g (Cu) g (O) 79.8% di rame 20.2% di ossigeno CuO 88.8% di rame 11.2% di ossigeno Cu2O

12 Dalton (1766-1844): legge delle proporzioni multiple
Se l’elemento A reagisce con l’elemento B formando una serie di composti, le masse di B che reagiscono con una massa fissa di A, stanno tra loro secondo numeri interi e piccoli. idrogeno (A) Ossigeno (B) H2O 2 g 16 g (16x1) H2O2 32 g (16x2) azoto (A) Ossigeno (B) azoto O reagente con 14 g di N N2O 28 g 16 g 14 g 8 g (8x1) NO 16 g (8x2) N2O3 48 g 24 g (8x3) NO2 32 g 32 g (8x4) N2O5 80 g 40 g (8x5) Il rapporto in peso è fisso perché la massa degli atomi è costante

13 TEORIA ATOMICA Modello atomistico della struttura della materia proposto da Dalton per spiegare le tre leggi ponderali (A New System of Chemical Philosophy ): la materia è formata da atomi (piccolissimi e indivisibili) gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali gli atomi di elementi diversi hanno massa diversa le reazioni chimiche consistono nella separazione e combinazione di atomi, ma nessun atomo si trasforma nell’atomo di un altro elemento gli atomi si combinano tra loro secondo rapporti ben definiti e costanti espressi da numeri interi i composti sono formati da atomi di elementi diversi

14 Gay-Lussac (1778-1850): legge delle proporzioni multiple in volume
Nelle reazioni tra sostanze gassose, i volumi dei reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, stanno tra loro in rapporto di numeri interi e piccoli. Osservazione sperimentale: 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro  2 volumi di acido cloridrico 2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno  2 volumi di acqua 3 volumi di idrogeno + 1 volume di azoto  2 volumi di ammoniaca Conferma della teoria atomica

15 Avogadro (1776 -1856): principio di Avogadro
Le particelle degli elementi gassosi possono essere poliatomiche Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di T e P, contengono lo stesso numero di particelle (atomi o molecole) Nasce il concetto di molecola. Si introduce la distinzione tra atomo e molecola. Le molecole dei gas possono essere poliatomiche, formate dall’unione di due atomi uguali

16 La teoria di Dalton considerava gli elementi tutti monoatomici questo contraddiceva le osservazioni sperimentali: 1 vol di idrogeno + 1 vol di Cloro  2 vol di acido cloridrico 2 vol di idrogeno + 1 vol di ossigeno  2 vol di acqua 3 vol di idrogeno + 1 vol di azoto  2 vol di ammoniaca dato sperimentale: Problema! (la formula ipotizzata non corrisponde ai volumi sperimentali) Soluzione di Avogadro H + Cl  HCl 2 H + O  H2O 3 H + N  NH3 H2 + Cl2  2 HCl 2 H2 + O2  2 H2O 3 H2 + N2  2 NH3 Spiegazione di Avogadro: le particelle degli elementi gassosi sono biatomiche

17 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn H2, N2, O2, F2, Cl2 Br2 I2 P4 , S8
Gas monoatomici H2, N2, O2, F2, Cl2 Gas biatomici Br2 Liquido Elementi poliatomici I2 Solido P4 , S8 Solidi

18 Stanislao Cannizzaro (1826-1910): determina i pesi atomici
Regola di Cannizzaro: Le quantità in peso di uno stesso elemento contenute nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di una stessa quantità, la quale deve ritenersi il peso atomico dell’elemento Risolve il problema della determinazione dei pesi atomici Costruisce la prima scala dei pesi atomici relativi rispetto all’idrogeno cui assegna peso atomico relativo 1.

19 1/12 di 126C è definito unità di massa atomica (u.m.a.)
1969: scala delle masse basata sull'isotopo 126C (6 p+, 6 n, 6 e-), a cui è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa atomica (u.m.a.) L’elemento di riferimento scelto per costruire la scala dei pesi atomici relativi è il carbonio (isotopo di massa 12) 1/12 di 126C è definito unità di massa atomica (u.m.a.) Il peso atomico relativo di un atomo è un numero che indica quante volte il peso dell’atomo è maggiore rispetto a 1/12 del peso dell’isotopo di massa 12 del carbonio PESO ATOMICO RELATIVO è un numero puro

20 MOLE È l’unità SI della quantità di sostanza simbolo: mol, dimensioni: g mol-1 Definizione: la quantità in grammi di sostanza che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi presenti in 12,000 g di 126 C. Numero di Avogadro ( NA) = * 10 23 La massa molare (MM o mM) (massa di una mole) è peso atomico o il peso molecolare espresso in grammi

21 Grandezza fondamentale Intensita' di luminosita'
Il sistema internazionale di unità (SI): definito dall’XI Conferenza Generale dei Pesi e delle Misure (1960): Sistema decimale, 7 grandezze fisiche fondamentali Grandezza fondamentale Unita'  Simbolo Lunghezza metro m Massa kilogrammo Kg Tempo secondo s Corrente elettrica ampère A Temperatura Kelvin K Intensita' di luminosita' candela cd Quantita' di materia mole mol La mole è l’unità di misura della quantità di materia che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi contenuti in Kg di carbonio 12 Tutte le altre unità di misura si esprimono con riferimento a queste e poche altre unità fondamentali

22 PESO ATOMICO ASSOLUTO Peso atomico relativo carbonio 12C = 12,000 Una mole di carbonio (MM) è pari a 12,000 g di 12C Peso assoluto di un atomo di carbonio 12C = 1/12 del peso di un atomo di carbonio 12C = unità di massa atomica (u.m.a.) = 1, Kg = 1, g viene assunta come l’unità di misura delle masse atomiche

23 12C 12C H H H2SO4 H2SO4 Peso atomico relativo = 12,000
Peso atomico assoluto = 12,000 u.m.a. = (12.000)(1.66*10-24 g) = 19,92*10-24 g Massa Molare Peso atomico relativo = 12,000 Peso atomico assoluto = 12,000 u.m.a. = (12.000)(1.66*10-24 g) = 19,92*10-24 g Massa Molare = 12,000 g 12C 12C Peso atomico relativo = 1,008 Peso atomico assoluto = 1,008 u.m.a. = (1.008)*(1.66*10-24 g) = 1,67*10-24 g Massa Molare = 1,008 g Peso atomico relativo = 1,008 Peso atomico assoluto = 1,008 u.m.a. = (1.008)*(1.66*10-24 g) = 1,67*10-24 g Massa Molare = 1,008 g H H Peso molecolare relativo = 98,08 Peso molecolare assoluto = 98,08 u.m.a.= (98,08)(1.66*10-24 g) = *10-24 g Massa Molare = 98,08 g Peso molecolare relativo = 98,08 Peso molecolare assoluto = 98,08 u.m.a.= (98,08)(1.66*10-24 g) = *10-24 g Massa Molare = 98,08 g H2SO4 H2SO4

24 H2SO4 Peso di una mole di H2SO4 (MM) = 98.08 g mol-1
 g di H2SO4 contengono * 1023 molecole 2 moli di atomi H (2 NA atomi) 1 mole di atomi S (NA atomi) 4 moli di atomi O (4 NA atomi) Una mole H2SO4 è costituita da “Una mole di ossigeno”? una mole di atomi di ossigeno ( O ) = 16 g una mole di molecole di ossigeno ( O2 ) = 32 g

25 Composizione percentuale
H2SO4

26 acqua H2O acetilene CH C2H2 H-CC-H benzene C6H6 cloruro di sodio NaCl
Formula minima (bruta, empirica) elementi presenti e il loro rapporto atomico Formula molecolare numero di atomi di ciascun elemento contenuto nella molecola Formula sterica disposizione degli atomi e dei legami nello spazio (struttura) acqua H2O acetilene CH C2H2 H-CC-H benzene C6H6 cloruro di sodio NaCl

27 Calcolo della formula minima e molecolare di un composto
analisi chimica C H O Composiz % 40.01% 6.66% 53.33% 40.01/12.00=3.33 6.66/1.01= 6.66 53.33/16.00= 3.33 N° moli 3.33 6.66 3.33/3.33=1 6.66/3.33=2 Rapporto molare 1 2 % in peso composizione molare rapporto molare formula minima Formula minima: CH2O formula molecolare CH2O (aldeide formica) M.M. 30 C2H4O2 (acido acetico) M.M. 60 C6H12O6 (glucosio) M.M. 180 La formula minima può corrispondere a più di una formula molecolare: Per ottenere la formula molecolare occorre conoscere il peso molecolare del composto, il quale è un multiplo del peso molecolare della formula minima.