CHIMICA
Contenuto del Corso
Struttura atomica della materia
Proprietà periodiche
Il legame Chimico
Gas-Solidi-Liquidi
Equilibri di fase
Elettrochimica
Durata del Corso: 12 settimane (x 5 ore)
= 60 ore totali (6 CFU)
Tipo di Esame: Prova scritta propedeutica
alla prova orale
Prove Intracorso: NON previste
Termine corsi 1 semestre:18 Dicembre
2009
Appelli di esame:Gennaio, Febbraio,
Giugno, Luglio, Settembre
Prova scritta:NON CONSERVATIVA!
Testi Consigliati:Elementi di Chimica (PalmisanoSchiavello) EDISES
Fondamenti di Chimica Generale (Chang) McGrawHill
Esercizi: Stechiometria (Bertini-Mani) Ambrosiana
http://www.dica.unisa.it/bacheca/chimica/eschi.h
tm
DOCENTE:Dott. Giuliana Gorrasi
Orario di ricevimento:Giovedì 10.30-12.30 studio
n. 310 c/o Dipartimento di Ingegneria Chimica e
Alimentare
…QUALCHE CONSIGLIO UTILE…
Seguire il Corso SOLO se REALMENTE
interessati!
Utilizzare al 100% TUTTO il tempo che si
trascorre in Facoltà: è TUTTO tempo risparmiato
a casa (o altrove)
Evitare inutili dispendi di tempo, denaro e risorse
fisiche e intellettive
(è TUTTO contrario alla “filosofia” del vero
Ingegnere)
Stare sempre al passo con il corso in modo da
sostenere l’esame al primo appello
L’Università NON è un dovere
(come la scuola), ma un
DIRITTO!
Non calpestate i Vostri Diritti!
CHIMICA
- Cos’è
- Perché si studia
- Come si studia
"Là dove la natura finisce di produrre
le sue specie,
l'uomo comincia,
utilizzando le specie della natura,
e in armonia con la natura stessa,
a creare una infinità di specie“
Leonardo da Vinci
La chimica si studia perché…

Con la sua conoscenza possiamo meglio controllare le
reazioni chimiche che ci coinvolgono nella vita di tutti i
giorni

Ci permette di comprendere come funziona il nostro
organismo ed i valori nutrizionali della dieta

Permette di comprendere i problemi ambientali relativi al
clima

L’industria chimica controlla la produzione metalmeccanica,
alimentare, farmaceutica, tessile…quindi la nostra vita!

E inoltre…
La chimica si studia perché…

… per gli studenti è una disciplina
di base che, come la fisica e la
matematica, rappresenta le basi
dell’Ingegneria
La chimica si suddivide in …










Chimica fisica
Chimica analitica qualitativa
Chimica analitica quantitativa
Chimica generale
Chimica inorganica
Chimica organica
Biochimica
Chimica nucleare
Merceologia
………………….
La Chimica è…

… lo studio delle trasformazioni della
materia
Che cosa studia la chimica


La composizione della materia
Le trasformazioni della materia
Reazioni chimiche
prima
REAGENTI
dopo
PRODOTTI
La materia è …



Tutto ciò che ha massa
Tutto ciò che occupa spazio
Tutto ciò che possiede energia
LA MATERIA



tutto ciò che occupa uno spazio  volume
possiede una massa  peso
si presenta in uno dei 3 stati fisici
solido
liquido
gassoso
La materia si trova
Allo stato puro
 Aggregata

La materia è fatta …
…da unità elementari
chiamati atomi
La materia possiede proprietà



Organolettiche
Fisiche
chimiche
PROPRIETÀ
ORGANOLETTICHE



Colpiscono i nostri sensi
Sono soggettive
Si distinguono in:
Colore
Sapore
Odore
Suono (o rumore)
Tatto
PROPRIETA’ FISICHE



Le proprietà fisiche sono oggettive
Sono invariabili per quel campione
Sono misurate con le grandezze intensive
Ecco alcuni esempi
ESEMPI DI ROPRIETÀ FISICHE







temperatura di fusione/solidificazione
temperatura di ebollizione/condensazione
attrazione alla calamita
Peso specifico
densità
calore specifico
calore latente
Le proprietà chimiche della
materia riguardano


Il comportamento della stessa in presenza di altri
campioni di materia diversa
Sono esempi:
La capacità di formare o no soluzioni con
l’acqua
La capacità di reagire o no con l’O2
La materia si presenta
allo stato fisico



Solido
Liquido
Gassoso
La materia si definisce solida
quando ha:


Forma propria
Volume proprio
La materia si definisce liquida
quando ha:


Volume proprio
Forma non propria ma del recipiente
in cui è contenuta
La materia si definisce gassosa
quando ha:


Volume non proprio
Forma non propria
Le trasformazioni della
materia possono essere


Chimiche
Fisiche
Le trasformazioni chimiche sono
cambiamenti radicali della materia che
cambia così le proprie proprietà
chimiche, fisiche e organolettiche
Le trasformazioni fisiche riguardano i
cambiamenti di stato di aggregazione della
materia e coinvolgono solo
le proprietà organolettiche
e alcune proprietà fisiche
Cambiamenti di stato




Avvengono grazie ai cambiamenti di temperatura
del sistema, cioè grazie agli apporti o sottrazioni
di energia termica
Durante il cambiamento di stato si verifica la
sosta termica
Variano alcune proprietà fisiche fra cui la densità
ed il peso specifico della materia
Ecco i nomi corrispondenti ai vari cambiamenti
Cambiamenti di stato
Stato fisico
iniziale
Stato fisico
finale
Solido
Fusione
Liquido
Liquido
Solidificazione
Solido
Liquido
Evaporazione
Ebollizione
Aeriforme
Aeriforme
Condensazione
Liquido
Solido
Sublimazione
Aeriforme
Aeriforme
Brinamento
Solido
L’evaporazione riguarda solo la
superficie del liquido e richiede
una temperatura inferiore a
quella di ebollizione.
La materia allo stato puro è
definita sostanza



Può essere semplice o composta
È esprimibile con una formula chimica
Il concetto di purezza è differente
dal punto di vista chimico o da quello
merceologico
Le sostanze semplici sono formate da un
unico elemento anche se è un aggregato di più
atomi.
Sono esempi:
Fe un atomo di ferro
O2 molecola di ossigeno
Sia le sostanze semplici che quelle composte, purché
formate da più atomi, indifferentemente se uguali o
diversi, sono formate da molecole, cioè aggregati di
atomi saldati tra loro da legami più o meno forti.
Tali molecole vengono scritte con formule chimiche
che esprimono, con simboli e numeri, la presenza degli
elementi che la compongono ed il rapporto
quantitativo tra essi.
I simboli corrispondenti a tali elementi sono
ritrovabili sulla tavola periodica degli stessi.
La materia si può aggregare
formando


Miscugli omogenei
Miscugli eterogenei
Miscugli omogenei
Nei miscugli omogenei i componenti sono
mescolati in modo molto “profondo” tanto che
essi perdono alcune proprietà e non sono più
distinguibili fra loro
Miscugli omogenei liquidi sono
chiamati soluzioni.
Le soluzioni hanno


Un solvente liquido
Uno o più soluti che si possono
presentare sia allo stato solido, sia
liquido che gassoso
I componenti di un miscuglio
omogeneo si separano
sfruttando le diverse
temperature dei
cambiamenti di stato
Miscugli eterogenei
I miscugli eterogenei sono quelli più facili da
individuare perché in genere i diversi componenti
che li costituiscono si riconoscono nettamente,
talvolta anche ad occhio nudo.
PRINCIPIO DI LAVOISIER
(1743-1794, ghigliottinato
durante il Terrore)
400 g mele
200 g farina
1 uovo 80 g
100 g zucchero
150 g latte
70 g burro
nelle trasformazioni chimiche
la somma delle masse dei reagenti
è uguale
alla somma delle masse dei prodotti
Una torta da 1 k g
La materia
non si crea,
non si distrugge,
si trasforma
teoria atomistica della materia


Tutti gli oggetti materiali sono fatti di particelle,
gli atomi
 corpi elementari = formati da atomi tutti uguali
ELEMENTO = tipo di atomo
corpi formati da atomi di elementi diversi
omogenei
leghe metalliche
soluzioni: acqua e sale,
latte, caffè, ecc.)
miscugli
eterogenei
proporzione
variabile in massa
granito: miscuglio
eterogeneo
composti
Proporzioni in massa
definite e costanti
Legge di Proust
(1754-1826)
gli atomi elementari: simboli


numerosi tipi di atomi -un centinaio circaossigeno
ognuno identificato da un nome e
idrogeno
oro
O
un simbolo
rame
H
Au
Cu
simbolo: lettera iniziale -due se più elementi hanno la stessa iniziale- del nome latino
rame:cuprum Cu; azoto: nitrum: N; sodio: natrum Na; cabonio C; calcio Ca; cobalto Co

diversi per proprietà fisiche e
chimiche
massa, volume colore
carica elettrica che può assumere
stato fisico del corpo elementare
tipi di reazioni cui partecipa
altri tipi di atomi con cui si lega
proporzioni nelle quali si lega
le molecole: formule
MOLECOLA: PARTE PIU’ PICCOLA DI UNA SOSTANZA
CHE MANTIENE LE CARATTERISTICHE CHIMICHE DELLA SOSTANZA
associazioni di 2 o più atomi
 in proporzioni costanti -qualunque sia la quantità e la provenienza
della sostanza formata dalle molecole rappresentate con una FORMULA, cioè
Formula
H2 O
 un insieme di SIMBOLI, uno per elemento
 con, al piede, un numero - indice 1 atomo
2 atomi
ossigeno O
= numero di atomi di ciascun elemento idrogeno H

ATTENZIONE
metalli molecole monoatomiche
(1 atomo di ferro= 1 molecola di ferro)
Formula
Fe
Fe
Molecola di ferro
molecola dell’acqua
sostanze pure e miscugli

sostanza pura: formata da particelle dello stesso
tipo, uguali tra loro (rappresentate da formule)
ferro, diamante
ossigeno, ecc.
composto
acqua, glucosio
cellulosa, ecc.
elemento
miscuglio: mescolanza, in proporzioni variabili
-non può essere rappresentato da una formula!di sostanze pure sistema
 omogeneo: una sola fase (componenti non separati da superfici)

aria, acqua di mare, acqua e alcol, acciaio

eterogeneo: più fasi ( sospensione: solido-liquido;
emulsione: 2 liquidi non miscibili
olio in acqua
talco in acqua
LA MATERIA
SOSTANZE PURE
O INDIVIDUI
CHIMICI
ELEMENTI
COMPOSTI
MISCELE
OMOGENEE o
SOLUZIONI
ETEROGENEE o
MISCUGLI
(eterogenei)
di elementi
di composti
di elementi+composti
GLI ELEMENTI
• Gli elementi non possono essere scomposti, con metodi
chimici, in sostanze più semplici.
• Sono costituiti da atomi della stessa specie e sono
raggruppati nella tavola periodica.
• L’atomo è la più piccola parte di un elemento, con cui esso
può entrare a far parte di un composto.
N. B.
Gli atomi di uno stesso elemento non sono
tutti uguali (differenze di massa), si può solo
dire che sono della stessa specie.
INOLTRE…
L’atomo di un elemento NON conserva le proprietà
chimiche e fisiche dell’elemento e NON è mai capace di
esistere libero (a parte i gas nobili aventi molecola
monoatomica).
INFATTI…
La più piccola parte di un elemento capace di esistenza
fisica indipendente è la MOLECOLA che è formata da 2
o più atomi e che conserva le proprietà chimiche e gran
parte di quelle fisiche dell’elemento.
I COMPOSTI
• I composti sono formati da due o più elementi legati in
rapporto fisso e costante, scomponibili per mezzo di processi
chimici.
• Possono essere molecolari o ionici : nei primi, la formula
rappresenta la molecola del composto, nei secondi (NaCl,
CaCl2, Na2SO4, CaCO3, ecc..) la formula è solo empirica,
detta formula minima o unità di formula.
• Le molecole dei composti sono formate sempre da almeno
due atomi diversi.
LA STRUTTURA DELL’ATOMO
• Si può considerare che l’atomo sia formato da una parte
centrale detta NUCLEO e da elettroni posti all’esterno, molto
distanti da esso.
• Il nucleo è formato da particelle elementari (subatomiche)
dette PROTONI e NEUTRONI che sono la sede della massa
dell’atomo, in quanto 1800 volte più pesanti degli elettroni.
Gli elettroni hanno, quindi, massa trascurabile rispetto al
nucleo (protoni+neutroni).
• Gli elettroni sono distribuiti attorno al nucleo secondo un
ordine preciso.
LE PARTICELLE SUBATOMICHE
Se ne conoscono più di cento, ma le più importanti sono
protoni, neutroni (nucleoni) ed elettroni.
I PROTONI sono particelle stabili, dotate di carica positiva,
presenti in tutti i nuclei atomici.
NUMERO ATOMICO Z: numero di protoni presenti nel nucleo,
serve per individuare la specie chimica e coincide
numericamente con il numero di elettroni dell’atomo nel suo
stato fondamentale.
Il numero atomico Z è fisso e unico per ciascun elemento
ed indica anche il numero degli elettroni dell’atomo.
Gli elettroni hanno carica negativa.
I NEUTRONI sono particelle subatomiche prive di carica e
dotate di massa simile a quella dei protoni. Sono particelle
elementari stabili.
NUMERO DI MASSA A: somma del numero di protoni e
neutroni.
Numero atomico e numero di massa vengono riportati a
sinistra del simbolo dell’elemento, Z in basso e A in alto.
A
Z
ES.:
SIMBOLO
12
6C
23
11 Na
Una specie atomica di cui vengono specificati numero
atomico Z e di massa A è detta NUCLIDE.
Atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di
massa vengono detti NUCLIDI ISOTOPI o solo ISOTOPI.
Gli isotopi di uno determinato elemento hanno lo stesso
comportamento chimico, ma possono differire per alcune
proprietà fisiche (densità, tensione di vapore,…).
SI può CONCLUDERE CHE:
16
8O
gli atomi di uno stesso
elemento NON sono tutti
uguali, essendo formati da
più isotopi.
17
8O
18
8O
LA MASSA DEGLI ATOMI
UNITA’ DI MASSA ATOMICA u (Da o u.m.a.): unità di
massa specifica per gli atomi che permette di riferirci alle
masse infinitesimali degli atomi nell’ordine di decine o
centinaia (variando da 1 a 262).
Il valore di u è 1,66054 10-27 kg, mentre la massa
degli atomi degli elementi noti è compresa fra
1,673 10-27 kg e 4,637 10-25 kg.
Per rendere le cose più semplici e dirette, sono state
introdotte due misure, la MOLE e la MASSA MOLARE.
Una mole (mol) è la quantità di sostanza chimica che contiene
un numero di particelle (atomi, molecole, elettroni,…) pari al
numero di atomi di carbonio contenuti in 12 g dell’isotopo del
12
carbonio
6C
Una mole di atomi o di molecole è formata dallo stesso
numero di atomi o di molecole per qualsiasi elemento o
composto si prenda in considerazione.
Questo numero costante corrisponde al NUMERO DI
AVOGADRO (n), o costante di Avogadro, e vale 6,02.1023 mol-1
1 mol di atomi= 6,02 .1023
1 mol di molecole= 6,02 . 1023
N.B.:
Il numero di Avogadro indica non solo il
numero di atomi di carbonio presenti in 12g
di 12C,
ma anche il numero di atomi di ferro
contenuti in 56g di 56Fe,
il numero di molecole di ossigeno contenuti in
32g di O2,
il numero di molecole d’acqua contenute in
18g di H2O.
In generale:
il numero di Avogadro indica il numero di
specie chimiche contenute in A g di
qualunque sostanza che abbia peso atomico
o molecolare A.
Una mole si sostanza è quella quantità di sostanza il cui
peso, espresso in g, è numericamente uguale al peso
atomico o molecolare della sostanza.
La massa molare è la massa di una mole di atomi o
molecole di un individuo chimico, espressa in g mol-1
Per ottenere la massa di una mole di atomi di un
elemento, basta prelevare una quantità in grammi pari al
peso atomico dell’elemento. Il discorso è identico per la
massa di una mole di molecole.
È possibile convertire la quantità in grammi di una sostanza in
numero di moli e viceversa.
n=
massa in grammi
massa molare (g mol-1)
con le relazioni reciproche:
massa in g = massa molare (g mol-1) x n
massa molare (g
mol-1)=
Massa in g
n
LEGGI PONDERALI DELLA
CHIMICA

Legge di Lavoiser: la somma delle masse (pesi) delle
sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse
(pesi) dei prodotti di una reazione.

Legge di Proust: gli elementi per formare i composti
si legano in rapporti ponderali fissi e costanti.

Legge di Gay-Lussac: nelle reazioni fra gas, i volumi
dei reagenti sono in rapporto numerico semplice e il
loro rapporto con il volume dei prodotti è pure
espresso da numeri semplici.

Legge dell’invariabilità delle sostanze elementari:
nelle comuni reazioni chimiche un elemento non può
essere trasformato in un altro.
La Chimica intorno a noi