Corso di ChimicaLaurea in Ingegneria Aerospaziale

(Canale A-K)A.A. 2013-2014

Dott.ssa Anna Troiani

Testo Consigliato:M. Schiavello, L. Palmisano Fondamenti di Chimica - IV Ed.- EdiSESAltri testi:P. Silverstroni Fondamenti di Chimica Ed. Masson

Per le esercitazioni di Stechiometria (facoltativo!):F. Cacace, M. Schiavello Stechiometria Bulzoni Editore

La Chimica la scienza che studia la natura delle diverse sostanze, il modo in cui esse si trasformano e le relazioni quantitative che intervengono in tali trasformazioni(*). In pratica si occupa della materia in relazione alla sua composizione, struttura, propriet, ed alle sue trasformazioni.

In fisica classica con il termine materia si indica genericamente qualsiasi cosa che abbia massa e che occupi spazio.

(*) La stechiometria si occupa della determinazione del rapporto quantitativo secondo il quale specie chimiche definite reagiscono. lo studio dei rapporti quantitativi tra sostanze che entrano ingioco in una reazione chimica.

Cambiamenti Fisici della MateriaImplicano variazione delle propriet fisiche di una sostanza, senzavariazione della composizione chimica della sostanza stessa. Sono esempi di propriet fisiche colore, temperatura, pressione, volume, densit, solubilit, punto di fusione, punto di ebollizione, conducibilit elettrica, conducibilit termica, viscosit Sono esempi di cambiamenti fisici i cambiamenti di stato fisico.

Cambiamenti Chimici della MateriaImplicano trasformazione di una sostanza in unaltra (reazione chimica) e dipendono dalle propriet chimiche specifiche della(e) sostanza(e) iniziale(i). Si ha la variazione dellidentit chimica della sostanza. Sono esempi di propriet chimiche acidit, reattivit verso lossigeno, verso lacqua

Da cosa composta la materia?

Sostanza Pura: campione di materia con propriet chimiche e fisica particolari, che non possono essere modificate per ulteriore purificazione.Elemento: Sostanza pura, a composizione chimica costante e invariabile, costituita da un unico tipo di particelle, dette atomi. Non decomponibile chimicamente in sostanze pi semplici, n pu essere ottenuta per reazione chimica di altre sostanze. Attualmente ne sono noti 118, di cui circa 90 si trovano in natura. Ciascun elemento individuato da nome e simbolo (carbonio = C, ferro = Fe, ).Atomo: La pi piccola particella di un elemento che ne conservi le caratteristiche chimiche (non gi quelle fisiche).Molecola: Il pi piccolo insieme di atomi tenuti insieme da legami chimici e che mantiene tutte le propriet chimiche della sostanza considerata. Le distanze tra gli atomi in una molecola sono inferiori alle distanze tra atomi appartenenti a molecole diverse

Composto:Sostanza pura, a composizione chimica costante e invariabile, costituita da atomi di almeno due elementi, combinati in proporzioni ponderali definite, e non separabili mediante metodifisici. Possiede propriet (chimiche e fisiche) distinte da quelle degli elementi costituenti. La composizione relativa di un composto contenente gli elementi A e B viene comunemente rappresentata da una formula del tipo AxBy. Es: H2O, costituita dagli elementi idrogeno ed ossigeno:

H2Elemento idrogeno,

Gas a T e P ambiente

O2Elemento ossigeno,

Gas a T e P ambiente

H2OComposto acqua,

Liquido a T e P ambiente

Rame, Cu Oro, Au

Cloruro di Sodio, NaClSolfuro Ferroso, FeS(Pirite)

Ghiaccio, H2O

Miscela: Insieme a composizione variabile di sostanze pure (elementi o composti), aventi stato fisico uguale o distinto, separabili mediante metodi fisici. Ogni sostanza mantiene la propria identit chimica.Miscela Omogenea o Soluzione: miscela i cui componenti hanno lo stesso stato fisico e non sono distinguibili. Composizione ponderale e propriet fisiche e chimiche di una miscela omogenea sono uguali in ogni suo punto. Sono miscele omogenee acqua e alcol etilico, acqua e cloruro di sodio, la benzina, laria, le leghe metalliche Miscela Eterogenea: miscela la cui composizione diversa da punto a punto. Sono dunque diverse punto a punto le sue propriet. Le miscele eterogenee solido-liquido si definiscono sospensioni, quelle liquido-liquido emulsioni. Sono sospensioni il sangue, miscele di acqua e sabbia Sono emulsioni il latte, acqua e olio, acqua e benzina

La materia costituita da particelle estremamente piccole e indivisibili, dette atomi (dal greco tomos, non tagliabile concetto giespresso dal filosofo greco Leucippo, V secolo a.C., e dal suo allievo Democrito, ca. 460-360 a.C.). Esistono atomi di diversa natura, aventi massa e propriet distinte, detti elementi.

Gli atomi di un dato elemento hanno uguale massa e propriet.

Un composto una precisa combinazione di atomi di due o pielementi, ovvero in un dato composto il numero relativo e la specie degli atomi sono costanti (Legge delle proporzioni definite). Nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano n si distruggono, bens cambiano solamente la disposizione relativa nello spazio, formando sostanze diverse da quelle iniziali (Legge della conservazione della massa). Le reazioni chimiche non mutano un elemento in un altro.

Teoria Atomica (J. Dalton, 1808)

ATOMO

++

+

NEUTRONE1.6749510-24 g

+ PROTONE1.6726510-24 g

ELETTRONE9.1095310-28 g

q+ = - q- = 1.0621910-19 C m+ m 1833 m-

Atomo: n protoni (+) = n elettroni (-) nellatomo neutroZ = n protoni (+) = numero atomicoA = n protoni (+) + n neutroni

= numero di massa

Atomi con uguale Z, ma diverso A, si dicono isotopi (stesso posto)

CoFCC:Esempi 6027189

136

126

CoFCC:spesso 60181312

EAZ

Con il termine di nuclide si indica una singola specie caratterizzata da un numero atomico Z e da un numero di massa A

Massa Atomicamassa di un atomo di H 1.710-24 gmassa di un atomo di N 2.010-23 gmassa di un atomo di Pu 4.010-22 g

Le masse degli atomi sono comprese nellintervallo 10-22 - 10-24 g

numeri scomodi!!!

Si definisce perci una nuova unit che ha per riferimento la massa di un particolare atomo: lisotopo 12 del carbonio, 12C.

molecole in un grammo di H2O 3,34 x 1022

ancora numeri scomodi!!!

Atomo di 12C

1.9910-23 g Atomo di 12C1.9910-23 g

1/12

g1066043.112

1099252.1 Cmassa

121Dalton 1 u.m.a. 1 24-

-2312

=

===

Unit di Massa Atomica, u.m.a. (Unit Chimica di Massa, u.c.m.)

1.6610-24 g

Quindi: massa di un atomo di 12C = 12 u.m.a = 121.6604310-24 g

(a.m.u. = atomic mass unit)

Si definisce massa atomica o peso atomico, PA il rapporto tra la massa media (in grammi) dellelemento considerato ed una massa campione(*), pari ad 1\12 della massa del nuclide 12C (u.m.a.)

Es. calcolare il PA di:

uma 008.1uma\g1066043.1g1067371.1)H( PA 24

241

=

=

uma 000.12uma\g1066043.1g1099252.1)C( PA 24

2312

=

=

(*) u.m.a., dalton, g/mol

Atomo di 12C

1.9910-23 g

1/12 1.6610-24 g 1 u.m.a.

Un atomo di 16O ha PA = 15.9949 u.m.a., cio 15.9949 volte lunit di massa atomica, ovvero pesa:

PA x ucm = 15.9949 1.6610-24 = 2.6510-23 g

Ovviamente un atomo di 12C ha P.A. = 12.000 u.m.a.

In Natura qualunque campione di carbonio si trova come miscela di isotopi 12C e 13C:

uma) 0034.31( %11.1C uma) 0000.12( %89.98C 3112 ==

Sulla tavola periodica:

peso atomico del carbonio = 12.011 u.m.a. ???

.a.m.u011.12100

11.10034.13100

89.980000.12

100%PA

100%PA

naturale carbonio PA CC1312

=

+

=

+

=

Labbondanza isotopica di un qualsiasi elemento chimico esprime il numero di atomi dellisotopo per 100 atomi dellelemento.

Si definiscono isotopi quegli atomi aventi lo stesso numero atomico Z ma diverso numero di massa A;

appartengono allo stesso elemento (stesso numero di p+ ed e-); occupano infatti la stessa posizione nella tavola periodica (dal greco nello stesso luogo) differiscono nel numero di neutroni (Dalton aveva torto: gli atomi di un elemento non sono completamente identici)Si definisce abbondanza isotopica dellisotopo X di un elemento A la percentuale di tale isotopo (atomi, %X) presente in un dato campione di A.

Si definisce abbondanza isotopica naturale dellisotopo X di un elemento A la percentuale di tale isotopo in un campione presente in natura.

Es. Lossigeno naturale ha tre isotopi:16O = 15.9949 u.m.a. (99.759%)17O = 16.9991 u.m.a. (0.037%)18O = 17.9992 u.m.a. (0.204%)Calcolare il peso atomico dellossigeno naturale.

=

+

+

=

OOOO

181716 100%PA

100%PA

100%PAPA

=

+

+

=

100204.09992.17

100037.09991.16

100759.999949.15

= 15.9994 u.m.a.

Es. Il cloro naturale (P.A. = 35.4527 u.m.a.) ha due isotopi:35Cl = 34.9689 u.m.a. 37Cl = 36.9659 u.m.a.

Calcolare labbondanza isotopica del cloro naturale.

x = 75.7737% y = 24.2263%

+

=

+

=

+

=

==+==

100)x100(9659.36

100x9689.344527.35

100y9659.36

100x9689.344527.35

100yPA

100xPAPA

x-100y 100y x %ye%x

ClClCl

ClCl

3735

3735

In generale per un campione di un elemento che abbia n isotopi, il suo peso atomico sar:

100%)PA(...(...)(...)%)PA(PA n321 ++++=

Quindi, i pesi atomici relativi sono circa degli interi pari alla somma dei protoni e neutroni dellelemento considerato

Anche se molti elementi esistono sotto forma di atomi, altri si combinano in molecole.

Molecola:

Il pi piccolo insieme di atomi tenuti insieme da legami chimicie che mantiene tutte le propriet chimiche della sostanza considerata.Le distanze tra gli atomi in una molecola sono inferiori alle distanze tra atomi appartenenti a molecole diverse.

- Molecola di ossigeno: O22 atomi di ossigeno

- Molecola di acido cloridrico: HCl

1 atomo di idrogeno (H) e 1 di cloro (Cl)

- Molecola di acqua: H2O

2 atomi di idrogeno (H), 1 di ossigeno (O)

- Molecola di solfato di alluminio: Al2(SO4)32 atomi di alluminio (Al), 3 di zolfo (S) e 12 di ossigeno (O)

Il peso molecolare (o massa), PM, di un composto definito come la massa di una molecola espresse in ucm. Si ottiene sommando i pesi atomici di tutti gli atomi presenti nella sua molecola.

- Molecola di ossigeno: O2Peso atomico: O = 16 u.m.a.

Peso molecolare O2 = 16 2 = 32 u.m.a.

- Molecola di acido cloridrico: HCl

Pesi atomici: H = 1.0 u.m.a. - Cl = 35.4 u.m.a.

Peso molecolare HCl = 1.0 + 35.4 = 36.4 u.m.a.

(*) dimensioni: u.m.a., dalton, g/mol

Il peso (o massa) formale (o peso formula) indica la somma delle masse, espresse in uma, di tutti gli atomi presenti nella formula.

In pratica si calcola come il peso molecolare, ma concettualmente sono due cose diverse.

Cloruro di sodio

Na Cl

N.B.Usualmente si parla di PM anche per i composti ionici, indipendentemente dalla reale esistenza delle molecole.

- Molecola di solfato di alluminio: Al2(SO4)3Pesi atomici: Al = 27 u.m.a. S = 32 u.m.a. 0 = 16 u.m.a.

P.M. Al2(SO4)3 =(272) + (323) + (1612) = 342 u.m.a.

- Molecola di solfato di sodio: Na2SO4Pesi atomici: Na = 23 u.m.a. S = 32 u.m.a. 0 = 16 u.m.a.

P.M. Na2SO4 = (232) + 32 + (164) = 142 u.m.a.

Altri esempi

Riassumendo:

Unit chimica di massa (ucm): 1/12 della massa del 12C6.Massa atomica (PA): massa di un atomo espressa in ucm.Massa molecolare (PM): massa di una molecola espressa in ucm.Massa formula (PF): somma dei PA dei componenti una formula

minima.

Es.: glucosio C6H12O6PM (glucosio) = 612.00 + 121.008 + 615.999 = 180.09

Quante molecole ci sono in un grammo di acqua (H2O)?

33.400.000.000.000.000.000.000

ogni molecola occupa un volume di

0, 000 000 000 000 000 000 000 03

3,34 x 1022 oppure 33,4 x 1021 oppure 334 x 1020

3,0 x 10-20 oppure 0,3 x 10-19 oppure 30 x 10-21

Notazione esponenziale

Cifre significativeI numeri ottenuti da misure non sono mai ESATTI poichogni misura a tutti gli effetti una stima, ovvero affetta da errore.

La misura pu essere: accurata: indica quanto la misura sia vicina al valore vero. precisa: indica quanto le singole misure siano in accordo tra

loro.

Dunque, i valori numerici ottenuti da misure sono composti da cifre dette significative, che sono cifre ritenute esatte a menodellultima cifra che affetta da un certo grado di errore.

Grandezza fisica: numero + unit di misura.CIFRE SIGNIFICATIVE (INCERTEZZA)?

Grandezze direttamente misurabili tramite uno strumento (Es. temperatura, volume, lunghezza, pressione,) Esempio di pesata:

1.3821.381 1.3841.383 1.385

lettura = 1.3847 significa:peso certo = 1.384 g stimato = 0.0007 gcio misura compresa fra 1.38465 e 1.38475 g incertezza = 0.0001 g ovvero 0.00005 g

Regole sulluso delle cifre significative

1) Le cifre diverse da ZERO sono SEMPRE significative.23.718 g: 5 cifre significative51 g: 2 cifre significative

2) Gli zeri sono solo alcune volte significativi. Allinizio di un numero NON sono MAI significativi.[0.322 g ( 3.2210-1): 3 c.s. ; 0.0067 g ( 6.710-3): 2 c.s.] Allinterno di un numero sono sempre significativi.[4009 g: 4 c.s.] Gli zeri alla fine di un numero decimale sono sempre significativi.[51.0 m ( 5.10101): 3 c.s. ; 830.0 g ( 8.300102): 4 c.s.]

Gli zeri alla fine di un numero intero senza decimali, possono essere significativi oppure no.23400 km non vuol necessariamente dire che ho una misura a 5 cifre significative! Per sapere quante cifre significative effettivamente ha questo numero, dovrei scriverlo in notazione scientifica:2.34 104 km : 3 c.s. e lerrore di 100 km2.340 104 km : 4 c.s. e lerrore di 10 km2.3400 104 km : 5 c.s. e lerrore di 1 km

3) Nelle addizioni e sottrazioni il numero di cifre significative nel risultato delloperazione dipender dal numero aggiunto o sottratto col minore numero di cifre significative dopo la virgola.43.24 + 2.567 = 45.807 45.8156.2 + 49.683 = 108.883 108.9NB. Arrotondo lultima cifra significativa senza cambiarne la cifra se il numero da eliminare che la segue un numero compreso tra 0 e 4 , mentre la aumento di 1 se il numero da eliminare che la segue un numero compreso tra 5 e 9.

4) Nelle moltiplicazioni e divisioni il risultato non pu contenere pi cifre significative del numero minimo di cifre significative usate nelloperazione.22.67 x 3.49 = 79.1183 79.1 (3 c.s.)8867.1 : 0.559 = 15862.243292 1.59x104 (3 c.s.) . e NON 15862

Cifre significative di una grandezza misurabile

Espon. Decim. Cif. Sign. Incertezza

1.248103 1248 4 0.5 = 510-1

410-3 0.004 1 0.0005 = 510-4

4.310-3 0.0043 2 510-5

2.05100 2.05 3 510-3

2.050100 2.050 4 510-4

3.00102 300 3 510-1

3102 300 1 5101