CHIMICA Dott. Pietro Candori

Presentazione sul tema: "CHIMICA Dott. Pietro Candori"— Transcript della presentazione:

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2 CHIMICA Dott. Pietro Candori
Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale Università degli Studi di Perugia CHIMICA

3 Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale DIDATTICA Insegnamenti Orario delle lezioni Programma dei corsi Ricevimento studenti Calendario esami Tesi di Laurea STAFF Elenco telefonico Posta elettronica Coordinatore di sezione ATTIVITA SCIENTIFICA Chimica Fisica Chimica Teorica Chimica Organica Chimica Inorganica Scienza e Tecnologia dei Materiali COLLEGAMENTI Dipartimento di Chimica I.N.F.M. Siti Web di Chimica Tabella Periodica NIST WebBook di Chimica Teaching Chemistry Interactive Chemistry Course Esame di CHIMICA GIOVEDI 10 GENNAIO ore 15 - aule del biennio Esame di: TECNOLOGIE DI CHIMICA APPLICATA (VO, NO Meccanica)  GIOVEDI 11 APRILE ore 15,30 - aule del biennio

4 D. W. Oxtoby, H. P. Gillis, N. H. Nachtrieb† CHIMICA MODERNA
EdiSES srl, Napoli, edizione 2001

5 Che cos’è la CHIMICA? Disciplina scientifica che studia: proprietà, struttura e trasformazione delle sostanze materiali. Scienza che più di ogni altra ha influenzato la civilizzazione dell’uomo. Vi è una strettissima correlazione tra chimica e sviluppo positivo delle condizioni di vita dell’uomo.

6 Filtrazione, centrifugazione, etc.
MATERIA Metodi fisici: Filtrazione, centrifugazione, etc. OMOGENEA ETEROGENEA Metodi fisici: Distillazione, etc. SOLUZIONE SOSTANZA Metodi chimici COMPOSTO ELEMENTO

7 Conservazione della massa
Applicazione del metodo scientifico alla chimica Classificazione delle reazioni chimiche - Rapporti in peso nelle reazioni chimiche Antoine Laurent Lavoisier Parigi Parigi 1794 Conservazione della massa “In un procedimento chimico la quantità di materia prima e dopo il processo rimane la stessa.”

8 Eaglesfield 1766 - Manchester 1844
John Dalton Eaglesfield Manchester 1844 Studia reazioni in fase gassosa Formula la teoria atomica Acqua Idrogeno carburato (etilene) ossigeno idrogeno azoto carbonio

9 Acqua H2O Distinzione tra atomo e molecola
Amedeo Lorenzo Romano Carlo Avogadro conte di Quaregna e Cerreto Torino Torino1856 Distinzione tra atomo e molecola Ipotesi di Avogadro (1811): “Due gas di egual volume, alla stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole” Cannizzaro, Stanislao Palermo 1826, Roma 1910 Acqua H2O

10 Reazioni di combustione = Reazione con l’ossigeno dell’aria
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) metano + ossigeno  anidride carbonica + acqua C6H12O6(s) + O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(l) glucosio + ossigeno  anidride carbonica + acqua 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) idrogeno + ossigeno  acqua 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) magnesio + ossigeno  ossido di magnesio 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) magnesio + ossigeno  ossido di magnesio

11 magnesio + ossigeno  ossido di magnesio
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) 2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 molecole di ossido di magnesio 2N atomi di magnesio + N molecole di ossigeno = 2N molecole di ossido di magnesio

12 atomo protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me
Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054

13 ISOTOPI Esempio: 35Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni 37Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni

14 Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg) Alcune masse atomiche (pesi atomici): H 1,008 He 4,003 Li 6,941 Be 9,012 B 10,811 C 12,011 N 14,007 O 15,999 F 18,998 Ne 20,180 Na 22,990 Mg 24,305 Al 26,982 Si 28,086 P 30,974 S 32,066 Cl 35,453 Ar 39,948

15 Massa molecolare (peso molecolare) =
somma delle masse atomiche della molecola Esempi: H2SO4: massa molecolare = 2×1, , ×15,999 = 98,078 C6H12O6: massa mol. = 6×12, ×1, ×15,999 = 180,156

16 magnesio + ossigeno  ossido di magnesio
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) 2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 molecole di ossido di magnesio 2N atomi di magnesio + N molecola di ossigeno = 2N molecole di ossido di magnesio Si sceglie il valore di N in modo che N molecole abbiano una massa in grammi numericamente uguale alla massa molecolare. N = 6, ×1023 (Numero di Avogadro) N particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

17 N particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) 2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 molecole di ossido di magnesio 2 moli di atomi di magnesio + 1 mole di molecole di ossigeno = 2 moli di molecole di ossido di magnesio [2 × 24,305 = 48,610 g di Mg] + [2 × 15,999 = 31,998 g di O2] = 2 ×( 24,305+15,999) = 80,608 g di MgO

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19 Stato gassoso

20 Stati di aggregazione della materia
SOLIDO: Forma e volume propri. LIQUIDO: Forma del recipiente in cui è contenuto, ma volume proprio. GASSOSO: Forma e volume del recipiente in cui è contenuto. Parametri di stato Volume: in m3, oppure (non ufficialmente) in L Massa: in kg, oppure in mol Pressione: in N m-2 = Pa, oppure in atm Temperatura: in K, oppure (non ufficialmente) in °C

21 Aria Antica Grecia: Uno degli elementi fondamentali in natura è l’aria. XVII secolo: Si inizia a studiare alcune proprietà come la resistenza alla compressione. XVIII secolo: Lavoiser e Priesley (scopritore di O2) dimostrano che l’aria è composta principalmente da ossigeno ed azoto. XIX secolo: Viene dimostrato che azoto (N2) e ossigeno (O2) costituiscono solo il 99% dell’aria. L’altro 1% è una miscela di gas che cambia leggermente a secondo della regione di analisi.

22 Costituenti dell’aria

23 Reazioni in fase gassosa

24 MISURA DELLA PRESSIONE DEI GAS
Torricelli vuoto Evangelista Torricelli ( ) 76,0 cm mercurio

25 (a) (b) ~ 150 km Sezione d’area, A Vuoto Mercurio altezza h Aria
h = 76 cm Mercurio (a) (b)

26 P  1/V Patm ESPERIMENTO DI BOYLE P = Patm + P P V con T,n = cost.
Robert Boyle, P P V P  1/V con T,n = cost.

27 P  n con T,V = cost. Legge di Avogadro (1811):
“Due gas di egual volume, alla stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole” A. Avogadro (1776 – 1856) P  n con T,V = cost.

28 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)
Charles e Gay -Lussac Joseph Louis Gay-Lussac ( ) Jacques Charles ( ) P -273,15 °C 0 °C t (°C) P P  T con V,n = cost. 0 K T (K) gradi Kelvin = gradi Celsius + 273,15

29 Scale termometriche Fahrenheit
Daniel Gabriel Fahrenheit ( ). Inventore del termometro ad alcool e del termometro a mercurio. Lo zero è fissato alla temperatura di una miscela di acqua e ghiaccio. La temperatura di ebollizione dell’acqua è posta uguale a 212 ° mentre quella di fusione del ghiaccio è posta uguale a 32°. Celsius Anders Celsius ( ) Lo zero è fissato alla temperatura di fusione del ghiaccio mentre la temperatura di ebollizione dell’acqua è posta a 100 °.

30 Confronto scale termometriche
Passaggio Celsius- Fahrenheit °F = (°C * 1,8) + 32 Passaggio Fahrenheit- Celsius °C = (°F -32) / 1,8

31 P n T  oppure PV = n R T V P  1/V P  n P  T LEGGE DI STATO DEI GAS
con T,n = cost. P  n con T,V = cost. P  T con V,n = cost. (Boyle) (Avogadro) (Gay Lussac, Charles) P  n T V oppure PV = n R T R = costante universale dei gas = 0,0821 L atm mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1

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33 MISCELE DI GAS PTOT = PA+ PB+ PC nTOT = nA+ nB+ nC PA PB PC

34 TEORIA CINETICA DEI GAS
James Clerk Maxwell Edimburgo Cambridge 1879 Ipotesi di partenza: Un gas è formato di molecole puntiformi (le dimensioni delle molecole sono molto più piccole del volume medio a disposizione per ogni molecola). Il moto delle molecole è completamente casuale. Le molecole non interagiscono tra loro (le traiettorie, tra una collisione e l’altra) sono rettilinee. Le collisioni delle molecole con le pareti e tra le molecole stesse sono elastiche. Ludwig Eduard Boltzmann Vienna Duino (TS) 1906

35 DISTRIBUZIONE DI MAXWELL-BOLTZMANN DELLE VELOCITÀ MOLECOLARI
upp um 0 °C urqm 1000 °C Numero di molecole 2000 °C 500 1000 1500 2000 2500 3000 3500 Velocità, v (m s-1)

36 COMPRIMIBILITÀ DI UN GAS
Quando Z=1, si dice che il gas ha un comportamento ideale (gas ideale) Quando Z1, si dice che il gas non ha un comportamento ideale (gas reale)

37 Rapporto di comprimibilità (z)
2 N2 CH4 H2 1,5 Gas ideale Rapporto di comprimibilità (z) 1 0,5 200 400 600 800 1000 Pressione (atm)

38 Johannes Diderik van der Waals (Premio Nobel per la Fisica, 1910)
Attrazione a grande distanza. Johannes Diderik van der Waals Leyden 1837 – Amsterdam 1923 (Premio Nobel per la Fisica, 1910) Repulsione a corta distanza.

39 volume occupato da un gas reale > volume occupato da un gas ideale
pressione di un gas reale < pressione di un gas ideale Equazione di stato di van der Waals dei gas reali

40 Gas a (l2 atm mol-2) b (l mol-1) H2 0,2444 0,02661 He 0,03412 0,02370 N2 1,390 0,03913 O2 1,360 0,03183 CO 1,485 0,03985 NO 1,340 0,02789 CO2 3,592 0,04267 H2O 5,464 0,03049

41 z > 1 Prevalgono forze repulsive (b)
z < 1 Prevalgono forze attrattive (a)