LE PROPRIETA’ DELLA MATERIA

Presentazione sul tema: "LE PROPRIETA’ DELLA MATERIA"— Transcript della presentazione:

1 LE PROPRIETA’ DELLA MATERIA

2 STATO SOLIDO ad una data temperatura, atomi e molecole sono legati da forze sufficienti perché il moto termico, sempre presente, salvo che allo zero assoluto, non modifichi le mutue posizioni permanentemente; perciò la forma ed il volume sono praticamente definiti; STATO LIQUIDO i legami interatomici e intermolecolari sono allentati, permettendo così una certa mobilità di atomi e molecole, ma non l'allontanamento definitivo; il volume resta perciò praticamente definito, mentre non lo è più la forma STATO GASSOSO le particelle, avendo una energia termica molto superiore all'energia di interazione interatomica e intermolecolare, tendono ad allontanarsi l'una dall'altra e praticamente non si influenzano tra loro; si ha perciò la massima espansione nello spazio disponibile.

3 Gli stati della materia: solido, liquido e gassoso
Stato solido Stato liquido Stato gassoso ogni particella si muove indipendentemente dalle altre le particelle si muovono, ma interagiscono tra di loro Movimento vibrano attorno a delle delle posizioni fisse particelle: variabile: la stessa del contenitore costante Volume: costante Forma: costante, rigida e fissa

4 A livello di proprietà macroscopiche, solidi e liquidi presentano alcune somiglianze:
entrambi hanno un volume definito, sono poco o nulla comprimibili e hanno densità elevata; ciò può essere messo in relazione con il fatto che nei liquidi e nei solidi le particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci nel limitare il loro movimento. Non mancano, comunque, le differenze: i liquidi si caratterizzano per la fluidità, che li porta ad assumere la forma del contenitore, e per una disposizione delle particelle meno ordinata e più variabile rispetto alla struttura di un solido cristallino. Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono occupare tutto lo spazio a disposizione: le specie gassose sono quindi caratterizzate da una bassa densità e da un’elevata comprimibilità.

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6 Nel diamante, ad esempio, ogni atomo di carbonio (ibridato sp3) è legato attraverso legami covalenti con altri quattro secondo una geometria tetraedrica; struttura analoga hanno il Si ed il carburo di silicio (SiC). Anche nella silice (SiO2) l’atomo di Si è legato con 4 atomi di O posti ai vertici di un tetraedro in cui Si occupa il centro; inoltre, atomi di Si appartenenti a tetraedri adiacenti sono uniti da un atomo di O a ponte.

7 Tornando al carbonio, si può notare come il C possa cristallizzare in due forme diverse (diamante e grafite), dando luogo al fenomeno dell’allotropia. La grafite rappresenta la forma stabile a temperatura e pressione ordinaria, ma in realtà anche il diamante è stabile, in quanto la velocità della trasformazione diamante- grafite è molto bassa a T ambiente (si parla, in questo caso, di stabilità cinetica). Nella grafite gli atomi sono disposti ad esagono su piani paralleli; ogni atomo di C ibridato sp2 impegna tre elettroni in tre legami covalenti con atomi adiacenti, mentre il quarto elettrone risulta delocalizzato sull’intero strato. Da un lato, quindi, i forti legami covalenti all’interno di uno strato spiegano l’elevato punto di fusione, mentre le deboli interazioni tra gli strati, che possono scorrere gli uni sugli altri, giustificano le sue proprietà di conduttore e di lubrificante. Vi è anche una terza forma allotropica del C, ottenuta in laboratorio, e rappresentata da un gruppo di composti, detti fullereni; il composto più studiato ha 60 atomi di C.

8 SOLIDI IONICI Composti costituiti da atomi con forte differenza di elettronegatività formano macrostrutture ioniche in cui gli elettroni vengono trasferiti alla specie più elettronegativa e gli anioni ed i cationi così formati sono tenuti insieme da legami ionici, di natura elettrostatica. Le forti attrazioni tra ioni di carica opposta li rendono duri, ma se vengono colpiti di taglio lungo un determinato piano è possibile sfaldare il cristallo in due porzioni; sempre a causa delle forze di attrazione, i solidi ionici hanno punti di fusione elevati, anche se inferiori a quelli dei solidi covalenti. Inoltre, essi sono solubili nei solventi polari, come l’acqua, in cui si stabiliscono interazioni tra gli ioni del reticolo e le molecole del solvente; non si sciolgono, invece, nei solventi apolari. Allo stato solido sono cattivi conduttori, ma conducono allo stato fuso, perché la rottura del reticolo permette il movimento degli ioni. Esempi di cristalli ionici sono rappresentati da NaCl e CsCl. La struttura di un cristallo ionico è condizionata dalle repulsione tra ioni a uguale carica, per cui gli ioni a carica opposta sono generalmente molto vicini. Il tipo di impaccamento dipende anche dalle dimensioni relative degli anioni e dei cationi; Il numero di coordinazione è dato dal numero di ioni di carica opposta che circondano uno ione.

9 SOLIDI MOLECOLARI I solidi dei non metalli e di composti dei non metalli sono formati da molecole in cui gli atomi sono legati tra loro tramite forti legami covalenti, mentre le singole molecole sono tenute insieme da deboli forzedi Van der Waals. A questi solidi appartengono, ad esempio, lo iodio, il saccarosio, il ghiaccio, la CO2 (ghiaccio secco), il gas neon a certi valori di temperatura e pressione. Le molecole sono tenute insieme da forze intermolecolari deboli e possono facilmente essere separate, per cui i cristalli sono solitamente teneri e caratterizzati da bassi punti di ebollizione e fusione; se nella formazione del cristallo intervengono legami a idrogeno, più forti, le temperature di fusione sono più elevate. - In presenza di forze adirezionali (Van der Waals, London) le particelle tendono a disporsi più vicine possibile, attraverso impaccamenti compatti; in presenza di legame a idrogeno, parzialmente direzionale, esistono spazi più ampi, come ad esempio nel ghiaccio (geometria tetraedrica, più aperta). Non contenendo elettroni delocalizzati, né ioni, non conducono. I composti apolari, come lo iodio, per l’assenza di interazioni di natura polare sono insolubili nei solventi polari, come l’acqua; sono invece solubili in solventi apolari, come il tetraclorometano. Un ultimo tipo di solidi è rappresentato dai SOLIDI METALLICI, già descritti in riferimento al legame metallico. La grande maggioranza dei metalli presenta strutture cristalline compatte.

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11 L’evaporazione L’evaporazione è un fenomeno che riguarda solo la superficie del liquido, le particelle con energia cinetica sufficiente possono vincere le forze di attrazione che le legano alle altre particelle e diventare vapore. Forze di coesione Le particelle in superficie devono vincere forze di attrazione di minore entità rispetto a quelle presenti all’interno del liquido L’evaporazione è favorita dall’aumento della superficie del liquido, dalla ventilazione, dall’incremento della temperatura. La velocità con cui il liquido evapora è diversa da liquido a liquido. Se il recipiente è aperto il liquido cala progressivamente di livello.

12 L’evaporazione di un liquido puro in un sistema aperto
Se il liquido è in contatto con l’ambiente esterno il processo di evaporazione avviene fino alla completa evaporazione del liquido prendendo l’energia che serve (calore) dall’ambiente esterno: il calore fluisce dall’ambiente al sistema. calore calore

13 Pressione di Vapore Se il recipiente è aperto, l’equilibrio non viene mai raggiunto, e il liquido evapora Se il recipiente è chiuso, la pressione del gas aumenta sino ad arrivare al valore di equilibrio 8

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15 L’evaporazione di un liquido puro in un sistema chiuso
Se il liquido è posto in un recipiente chiuso, vuoto all’inizio, il processo di evaporazione avviene ancora ma non porta alla completa evaporazione del liquido: si raggiunge uno stato di equilibrio fra il liquido ed il gas H2O(liq) H2O(gas) La pressione esercitata da H2O(gas) in equilibrio con H2O(liq.) è la tensione di vapore del liquido. E’ una proprietà caratteristica di ciascun liquido.

16 L’evaporazione di un liquido puro in un sistema chiuso
Se il sistema chiuso NON scambia calore con l’ambiente esterno (sistema isolato), allora l’energia necessaria per l’evaporazione è presa dall’energia cinetica del liquido che diminuisce: un liquido evaporando si raffredda. Nella trasformazione H2O(liq)  H2O(gas) c’è aumento di energia potenziale e, se il sistema è isolato, c’è una diminuzione della sua energia cinetica.

17 La tensione di vapore Situazione iniziale Equilibrio a 25°C
55 torr 24 torr In un recipiente chiuso, le particelle di vapore si concentrano sempre più nello spazio sovrastante il liquido, opponendosi all’evaporazione e favorendo la condensazione: la velocità di evaporazione gradualmente diminuisce, quella di condensazione aumenta, finché diventano uguali; si è raggiunto uno stato di equilibrio dinamico, cioè il numero di particelle che evaporano è uguale al numero di particelle che condensano in un dato intervallo di tempo, e il vapore viene definito saturo Si chiama tensione di vapore la pressione esercitata dal vapore saturo sul proprio liquido.

18 Tensione di vapore (mm Hg)
La tensione di vapore indica la tendenza di un liquido a passare allo stato di vapore (volatilità). Essa interessa tutti i liquidi e dipende, oltre che dalla natura delle particelle e dall’intensità delle loro reciproche interazioni, anche dalla temperatura e dalla pressione cui si trova il liquido (l’evaporazione è favorita da un aumento della temperatura e dalla diminuzione della pressione). alcol etilico variazione della tensione di vapore di alcuni liquidi in funzione della temperatura Tensione di vapore (mm Hg) benzene 1600 1400 1200 1000 800 600 400 200 acqua 760 Temperatura (°C)

19 Pressione atmosferica
L’ebollizione L’acqua bolle a 100°C perché, a tale temperatura, la tensione di vapore dell’acqua diventa pari a 1 atmosfera: in questa situazione la pressione esterna non riesce più a schiacciare le bolle di vapore che si originano dentro il liquido, che così comincia a bollire Pressione esercitata dalle molecole di vapore che urtano contro le pareti della bolla Pressione atmosferica Pressione dell’atmosfera verso l’interno

20 Ebollizione Prende nome di ebollizione la vaporizzazione che avviene in ogni punto del liquido, quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna. Il punto di ebollizione normale di un liquido è la temperatura alla quale la sua tensione di vapore è pari ad una atmosfera. A una data pressione, l’ebollizione di ogni liquido avviene ad una temperatura caratteristica e costante che prende il nome di punto di ebollizione (o temperatura di ebollizione). I liquidi più volatili dell’acqua come l’alcol etilico e l’etere etilico, hanno un punto di ebollizione normale minore di quello dell’acqua, perché la loro tensione di vapore raggiunge il valore di un’atmosfera a temperature inferiori a 100°C.

21 Ebollizione a Bassa Pressione
Localita’ Altitudine (m) P.to Ebollizione H2O (oC) Rimini Courmayeur Mt. Everest

22 TENSIONE SUPERFICIALE
3/27/2017 La tensione superficiale è una proprietà dello stato condensato, legata alla forza di coesione tra le particelle costituenti; essa è lo stato di tensione delle molecole che si trovano sulla superficie di separazione liquido-aria. Le molecole situate all’interno del liquido sono soggette a forze di attrazione bilanciate in tutte le direzioni, mentre quelle disposte sulla superficie risentono solo di forze attrattive da parte di molecole situate lateralmente o inferiormente. L’azione di tali forze contrae la superficie, facendo sì che essa si comporti come una “membrana”. 22

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27 Proprietà e trasformazioni fisiche
Le proprietà fisiche di una sostanza possono essere colte attraverso i sensi (colore, odore, consistenza al tatto) o essere misurate in laboratorio come la temperatura di fusione (la temperatura alla quale una sostanza fonde) o la temperatura di ebollizione (la temperatura alla quale la sostanza bolle). Le proprietà fisiche possono essere osservate senza alterare la sostanza, cioè senza cambiare la sua composizione. I cambiamenti che alterano solo la forma fisica della materia senza cambiare la sua identità chimica sono chiamati trasformazioni fisiche

28 I passaggi di stato brinamento condensazione solidificazione aeriforme
liquido evaporazione solido fusione sublimazione

29 tempo di riscaldamento (min)
I passaggi di stato La curva di fusione dell’acqua (curva di riscaldamento di un solido) acqua Temperatura (°C) ghiaccio ghiaccio + acqua acqua Tf (0°C a P=1 atm) ghiaccio + acqua ghiaccio SOSTA TERMICA tempo di riscaldamento (min)

30 tempo di riscaldamento (min)
La curva di ebollizione dell’acqua (curva di riscaldamento di un liquido) vapore Temperatura (°C) acqua + vapore Te (100°C a P=1 atm) SOSTA TERMICA acqua tempo di riscaldamento (min)

31 La curva di raffreddamento del vapor acqueo
Il grafico della condensazione ha un andamento inverso rispetto all’ebollizione SOSTA TERMICA Temperatura (°C) vapore liquido + vapore T=100°C (P=1atm) liquido tempo di raffreddamento(min)

32 Curva di raffreddamento dell’acqua
Il grafico della solidificazione ha un andamento inverso rispetto alla fusione SOSTA TERMICA Temperatura (°C) liquido liquido + solido T=0°C solido tempo di raffreddamento (min)

33 Il diagramma di stato di H2O
Il diagramma di stato di una sostanza individua i valori di T e P per cui sono stabili le tre fasi della sostanza. Le curve che separano le tre zone sono curve di equilibrio fra due fasi, cioè l’insieme dei valori di T e P per cui due fasi sono in equilibrio fra loro. In H2O esiste un solo punto, corrispondente a 0,01 °C e a 4,58 mmHg (punto triplo) per cui le tre fasi sono in equilibrio fra loro, ovvero hanno la stessa energia libera.

34 Il diagramma di stato di CO2
Il diagramma di stato di CO2 ha il medesimo significato di quello di H2O. La posizione del punto triplo a 5,11 atm e – 56,4°C mostra che un aumento di temperatura a 1 atm trasforma CO2 solido in CO2 gassoso a –78,5 °C.