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

2. Dott. Pietro Candori Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale Università degli Studi di Perugia CHIMICA atomo@dyn.unipg.it http://www.dica.unipg.it/DICA/

3. Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale STAFF Elenco telefonico Posta elettronica Coordinatore di sezione ATTIVITA SCIENTIFICA Chimica Fisica Chimica Teorica Chimica Organica Chimica Inorganica Scienza e Tecnologia dei Materiali 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 COLLEGAMENTIDipartimento di Chimica I.N.F.M. Siti Web di Chimica Tabella Periodica NIST WebBook di Chimica Teaching Chemistry Interactive Chemistry Course DIDATTICA Insegnamenti Orario delle lezioni Programma dei corsi Ricevimento studenti Calendario esami Tesi di Laurea http://www.tech.ing.unipg.it/

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

7. Applicazione del metodo scientifico alla chimica • Classificazione delle reazioni chimiche • - Rapporti in peso nelle reazioni chimiche Antoine Laurent Lavoisier Parigi 1743 - Parigi 1794 Conservazione della massa “In un procedimento chimico la quantità di materia prima e dopo il processo rimane la stessa.”

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

9. Amedeo Lorenzo Romano Carlo Avogadro conte 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 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 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 ( = 1,6606×10-27kg) 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 = 2×1,008 + 32,066 + 4×15,999 = 98,078 C6H12O6: massa mol. = 6×12,011 + 12×1,008 + 6×15,999 = 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 = 6,0221415×1023 (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

19. Stato gassoso

20. Stati di aggregazione della materia LIQUIDO: Forma del recipiente in cui è contenuto, ma volume proprio. SOLIDO: Forma e volume propri. 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. Torricelli Evangelista Torricelli (1608-1647) MISURA DELLA PRESSIONE DEI GAS vuoto 76,0 cm mercurio

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

26. ESPERIMENTO DI BOYLE P  1/V con T,n = cost. Patm P = Patm + P 1/V Robert Boyle, 1629-1691 P P V

27. 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. Charles e Gay -Lussac Jacques Charles (1746-1823) Joseph Louis Gay-Lussac(1778-1850) P -273,15 °C 0 °C t (°C) P P  T con V,n = cost. T (K) 0 K gradi Kelvin = gradi Celsius + 273,15

29. Scale termometriche Fahrenheit Daniel 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°. Celsius Anders Celsius (1701-1744) 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. LEGGE DI STATO DEI GAS P  1/V con T,n = cost. (Boyle) P  n (Avogadro) con T,V = cost. P  T con V,n = cost. (Gay Lussac, Charles) n T P  oppure PV = n R T V R = costante universale dei gas = 0,0821 L atm mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1

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

34. James Clerk Maxwell Edimburgo 1831 - Cambridge 1879 Ludwig Eduard Boltzmann Vienna 1844 - Duino (TS) 1906 TEORIA CINETICA DEI GAS • 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.

35. 1000 °C 2000 °C upp um urqm DISTRIBUZIONE DI MAXWELL-BOLTZMANN DELLE VELOCITÀ MOLECOLARI 0 °C Numero di molecole 0 500 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. 2 N2 CH4 H2 1,5 Gas ideale 1 Rapporto di comprimibilità (z) 0,5 0 200 400 600 800 1000 Pressione (atm)

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

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