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

Dott. Pietro CandoriDott. Pietro CandoriDipartimento di Ingegneria Civile ed AmbientaleDipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale

Università degli Studi di PerugiaUniversità degli Studi di Perugia

atomo@dyn.unipg.itatomo@dyn.unipg.it

CHIMICACHIMICA

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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

COLLEGAMENTIDipartimento di Chimica I.N.F.M. Siti Web di Chimica Tabella Periodica NIST WebBook di Chimica Teaching Chemistry Interactive Chemistry Course

Esame di CHIMICAGIOVEDI 10 GENNAIOore 15 - aule del biennio

Esame di:TECNOLOGIE DI CHIMICAAPPLICATA (VO, NO Meccanica) GIOVEDI 11 APRILE ore 15,30 - aule del biennio

http://www.tech.ing.unipg.it/

D. W. Oxtoby, H. P. Gillis, N. H. NachtriebD. W. Oxtoby, H. P. Gillis, N. H. Nachtrieb††

CHIMICA MODERNACHIMICA MODERNA

EdiSES srl, Napoli, edizione 2001EdiSES srl, Napoli, edizione 2001

Che cos’Che cos’è la CHIMICA?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.

MATERIAMATERIA

OMOGENEAOMOGENEA ETEROGENEA ETEROGENEA

SOLUZIONESOLUZIONE SOSTANZASOSTANZA

COMPOSTOCOMPOSTO ELEMENTOELEMENTO

Metodi fisici:Filtrazione, centrifugazione, etc.

Metodi fisici:Distillazione, etc.

Metodi chimici

Antoine Laurent LavoisierParigi 1743 - Parigi 1794

- Applicazione del metodo scientifico alla chimica- Classificazione delle reazioni chimiche- Rapporti in peso nelle reazioni chimiche

Conservazione della massa

“In un procedimento chimico la quantità di materia prima e dopo il processo rimane la stessa.”

John DaltonEaglesfield 1766 - Manchester 1844

- Studia reazioni in fase gassosa- Formula la teoria atomica

ossigenoidrogeno

azoto

carbonio

Acqua

Idrogeno carburato(etilene)

Amedeo Lorenzo Romano Carlo Avogadroconte di Quaregna e Cerreto Torino 1776 - 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

AcquaH2O

Reazioni di combustione = Reazione con l’ossigeno dell’ariaReazioni 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

magnesio + ossigeno magnesio + ossigeno ossido di magnesio ossido di magnesio

2 Mg(2 Mg(ss) + O) + O22((gg) ) 2 MgO( 2 MgO(ss))

2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 molecole di ossido di magnesio2 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 magnesio2N atomi di magnesio + N molecole di ossigeno = 2N molecole di ossido di magnesio

Nucleo, formato da Nucleo, formato da protoni e neutroniprotoni e neutroni

Guscio di elettroni in Guscio di elettroni in movimentomovimento

atomoatomo

protoniprotoni mmpp

neutronineutroni mmnn

elettronielettroni mmee

mmp p :: m mnn : : mmee 1 1 :: 1 1 : :

0,000540,00054

nucleonucleo

ISOTOPIISOTOPI

Esempio:Esempio: 3535Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroniCl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni

3737Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroniCl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni

Unità di massa atomica:Unità di massa atomica:

1/12 della massa di 1/12 della massa di 1212C ( = 1,6606C ( = 1,6606×10×10-27-27 kkg)g)

HH 1,0081,008HeHe 4,0034,003LiLi 6,9416,941BeBe 9,0129,012BB 10,81110,811CC 12,01112,011NN 14,00714,007OO 15,99915,999FF 18,99818,998

NeNe 20,18020,180NaNa 22,99022,990MgMg 24,30524,305AlAl 26,98226,982SiSi 28,08628,086PP 30,97430,974SS 32,06632,066ClCl 35,45335,453ArAr 39,94839,948

Alcune masse atomiche (pesi atomici):Alcune masse atomiche (pesi atomici):

Massa molecolare (peso molecolare) = Massa molecolare (peso molecolare) = somma delle masse atomiche della molecolasomma delle masse atomiche della molecola

Esempi:Esempi:

HH22SOSO44: massa molecolare = 2: massa molecolare = 2×1,008 + 32,066 + 4×15,999 = 98,078×1,008 + 32,066 + 4×15,999 = 98,078

CC66HH1212OO66: massa mol. = 6×12,011 + 12×1,008 + 6×15,999 = 180,156: massa mol. = 6×12,011 + 12×1,008 + 6×15,999 = 180,156

magnesio + ossigeno magnesio + ossigeno ossido di magnesio ossido di magnesio

2 Mg(2 Mg(ss) + O) + O22((gg) ) 2 MgO( 2 MgO(ss))

2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 molecole di ossido di magnesio2 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 magnesio2N 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 = 6,0221415×1023 (Numero di Avogadro)

N particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 moleN particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

N particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 moleN particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

2 Mg(2 Mg(ss) + O) + O22((gg) ) 2 MgO( 2 MgO(ss))

2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno 2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno

= 2 molecole di ossido di magnesio= 2 molecole di ossido di magnesio

2 moli di atomi di magnesio + 1 mole di molecole di ossigeno 2 moli di atomi di magnesio + 1 mole di molecole di ossigeno

= 2 moli di molecole di ossido di magnesio= 2 moli di molecole di ossido di magnesio

[2 [2 × × 24,305 = 48,610 g di Mg] + 24,305 = 48,610 g di Mg] + [2 [2 × × 15,999 = 31,998 g di O15,999 = 31,998 g di O22] = ] =

2 2 ×( ×( 24,305+15,999) = 80,608 g di MgO24,305+15,999) = 80,608 g di MgO

Stato Stato gassosogassoso

SOLIDO:SOLIDO:Forma e Forma e

volume propri.volume propri.

LIQUIDO:LIQUIDO:Forma del Forma del

recipiente in cui è recipiente in cui è contenuto, ma contenuto, ma

volume proprio.volume proprio.

GASSOSO:GASSOSO:Forma e Forma e

volume del volume del recipiente in recipiente in

cui è contenuto.cui è contenuto.

Parametri di statoParametri di statoVolume: Volume: in min m33, oppure (non ufficialmente) in L, oppure (non ufficialmente) in LMassa: Massa: in kg, oppure in molin kg, oppure in molPressione:Pressione: in N min N m-2-2 = Pa, oppure in atm = Pa, oppure in atmTemperatura:Temperatura: in K, oppure in K, oppure (non ufficialmente) in (non ufficialmente) in °°CC

Stati di aggregazione della materiaStati di aggregazione della materia

AriaAria

• 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.

Costituenti dell’ariaCostituenti dell'aria Nome Formula Percentuale in volume

Azoto N2 78,110 Ossigeno O2 20,953

Argon Ar 0,0934 Biossido di carbonio CO2 0,0034

Neon Ne 1,82 10-3

Elio He 5,2 10-4 Metano CH4 1,5 10-4 Krypton Kr 1,1 10-4 Idrogeno H2 5 10-5

Ossido d’azoto N2O 3 10-5 Xenon Xe 8,7 10-6

Reazioni in fase Reazioni in fase gassosagassosa

)g(2)l(Calore

(s) OHg2HgO 2 +⏐⏐⏐ →⏐

)g(2)s(Calore

(s)3 COCaOCaCO +⏐⏐⏐ →⏐

(g)3(g)Calore

(s)4 NHHClClNH +⏐⏐⏐ →⏐

( ) (g)2(g)2(g)2(g)2Calore

(l)3353 OH10OCO12N6NOHC4 +++⏐⏐⏐ →⏐( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )g2g2g

gg2g2

g3g2g2

g2g2s

NO2ONO2

NO2ON

SO2OSO2

SOOS

→+

→+

→+

→+

Torricelli

MISURA DELLA PRESSIONE DEI GASMISURA DELLA PRESSIONE DEI GAS

Evangelista Torricelli (1608-1647)

vuoto

mercurio

76,0 cm

h = 76 cm

Mercurio

Vuoto

(a) (b)

Mercurioaltezza h

Sezione d’area, A

Aria

~ 150 km

Robert Boyle, 1629-1691

1/V

P

P 1/V

con T,n = cost.

P

Patm

P = Patm + P

V

ESPERIMENTO DI BOYLEESPERIMENTO DI BOYLE

A. Avogadro (1776 – 1856)

Legge di Avogadro (1811): “Due gas di egual volume, alla stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole”

P ncon T,V = cost.

Charles e Gay -Lussac

Joseph Louis Gay-Lussac(1778-1850)

Jacques Charles(1746-1823)

-273,15 -273,15 °C°C

P

t (°C)0 °C

P

T (K)0 K

gradi Kelvin = gradi Celsius + 273,15

P T

con V,n = cost.

Scale termometricheScale termometriche

FahrenheitDaniel Gabriel Fahrenheit (1686-1736). 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°.

CelsiusAnders Celsius (1701-1744)

Lo zero è fissato alla temperatura di fusione del ghiaccio mentre la temperatura di ebollizione dell’acqua è posta a 100 °.

Confronto scale termometricheConfronto scale termometriche

Passaggio Fahrenheit- Celsius

°F = (°C * 1,8) + 32

Passaggio Celsius- Fahrenheit

°C = (°F -32) / 1,8

P 1/V con T,n = cost.

P n con T,V = cost.

P T con V,n = cost.

(Boyle)

(Avogadro)

(Gay Lussac, Charles)

R = costante universale dei gas = 0,0821 L atm mol-1 K-1

= 8,314 J mol-1 K-1

LEGGE DI STATO DEI GAS

P n T

Voppure PV = n R T

RTnPV =RT

M

gPV ;

M

g

molecolare peso

grammiin peson ===

gPV

RTMmolecolarepeso =

RT

PM

V

gdgassosadensità ==

MISCELE DI GASMISCELE DI GAS

PA

PB PC

PTOT = PA+ PB+ PC

nTOT = nA+ nB+ nC

TOT

CC

TOT

BB

TOT

AA n

nX ;

n

nX ;

n

nX ===

TOT

CC

TOT

BB

TOT

AA P

PX ;

P

PX ;

P

PX ===

VRT

nP AA =

James Clerk MaxwellEdimburgo 1831 - Cambridge 1879

Ludwig Eduard BoltzmannVienna 1844 - Duino (TS) 1906

TEORIA CINETICA DEI GASTEORIA CINETICA DEI GAS

Ipotesi di partenzaIpotesi di partenza:

1) Un gas è formato di molecole puntiformi (le dimensioni delle molecole sono molto più piccole del volume medio a disposizione per ogni molecola).

2) Il moto delle molecole è completamente casuale.

3) Le molecole non interagiscono tra loro (le traiettorie, tra una collisione e l’altra) sono rettilinee.

4) Le collisioni delle molecole con le pareti e tra le molecole stesse sono elastiche.

0

Numero di molecole

1000 °C

0 °C

um

urqm

500 1000 1500 2000 2500 3000 3500

Velocità, v (m s-1)

2000 °C

DISTRIBUZIONE DI DISTRIBUZIONE DI MAXWELL-BOLTZMANNMAXWELL-BOLTZMANN

DELLE VELOCITÀ DELLE VELOCITÀ MOLECOLARIMOLECOLARI

upp

COMPRIMIBILITÀ DI UN GASCOMPRIMIBILITÀ DI UN GASnRT

PVZ =

Quando Z=1, si dice che il gas ha un comportamento ideale (gas ideale)

Quando Z1, si dice che il gas non ha un comportamento ideale (gas reale)

Rap

por

to d

i com

pri

mib

ilità

(z)

0,5

0

1

1,5

2

200 400 600 800 1000

Pressione (atm)

Gas ideale

H2

N2

CH4

Johannes Diderik van der WaalsLeyden 1837 – Amsterdam 1923

(Premio Nobel per la Fisica, 1910)

Repulsione a corta distanza.

Attrazione a grande distanza.

volume occupato da un gas reale > volume occupato da un gas ideale

bVV realeideale n−=

pressione di un gas reale < pressione di un gas ideale

2realeidealeV

aPP2n

+=

Equazione di stato di van der Waals dei gas reali

( ) RTbVV

aP

RTVP

2

idealeideal

nnn

n2

=−⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛+

=

Gasa

(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

VTRna

Vbn

1

1z

Vn

TRa

bnVV

TRnVP

z

−−

=

−−

==

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