Dott. Pietro Candori
Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale
Università degli Studi di Perugia
CHIMICA
[email protected]
http://www.dica.unipg.it/DICA/
http://www.tech.ing.unipg.it/
Dipartimento di Ingegneria Civile ed Ambientale
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
STAFF
Elenco telefonico
Posta elettronica
Coordinatore di sezione
ATTIVITA SCIENTIFICA
Chimica Fisica
Chimica Teorica
Chimica Organica
Chimica Inorganica
Scienza e Tecnologia dei Materiali
DIDATTICA
Insegnamenti
Orario delle lezioni
Programma dei corsi
Ricevimento studenti
Calendario esami
Tesi di Laurea
COLLEGAMENTI
Dipartimento di Chimica
I.N.F.M.
Siti Web di Chimica
Tabella Periodica
NIST WebBook di Chimica
Teaching Chemistry
Interactive Chemistry Course
D. W. Oxtoby, H. P. Gillis, N. H. Nachtrieb†
CHIMICA MODERNA
EdiSES srl, Napoli, edizione 2001
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.
MATERIA
OMOGENEA
Metodi fisici:
Filtrazione, centrifugazione, etc.
SOLUZIONE
COMPOSTO
Metodi fisici:
Distillazione, etc.
ETEROGENEA
SOSTANZA
Metodi chimici
ELEMENTO
- 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.”
John Dalton
Eaglesfield 1766 - Manchester 1844
- Studia reazioni in fase gassosa
- Formula la teoria atomica
ossigeno
idrogeno
carbonio
azoto
Idrogeno
carburato
(etilene)
Acqua
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
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
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
atomo
Nucleo, formato da
protoni e neutroni
Guscio di elettroni in
movimento
nucleo
protoni
neutroni
elettroni
mp
mn
me
mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054
ISOTOPI
Esempio:
35Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni
37Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni
Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg)
Alcune masse atomiche (pesi atomici):
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
1,008
4,003
6,941
9,012
10,811
12,011
14,007
15,999
18,998
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
20,180
22,990
24,305
26,982
28,086
30,974
32,066
35,453
39,948
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
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
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
Stato
gassoso
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
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.
Costituenti dell'aria
Costituenti dell’aria
Nome
Formula Percentuale in volume
78,110
Azoto
N2
20,953
Ossigeno
O2
0,0934
Argon
Ar
0,0034
Biossido di carbonio
CO2
-3
1,82
10
Neon
Ne
5,2 10-4
Elio
He
1,5 10-4
Metano
CH4
1,1 10-4
Krypton
Kr
-5
5
10
Idrogeno
H2
3 10-5
Ossido d’azoto
N2O
8,7 10-6
Xenon
Xe
Reazioni in fase gassosa
Calore
2 HgO(s)  
 2 Hg( l )  O 2( g )
Calore
CaCO3(s)  
 CaO(s )  CO 2( g )
Calore
NH 4Cl(s)  
 HCl (g)  NH 3(g)
4 C3H 5 NO 3 3
Calore
(l)
 
 6 N 2(g)  12 CO 2(g)  O 2(g)  10 H 2O(g)
Ss   O 2g   SO 2g 
2 SO 2g   O 2g   2 SO 3g 
N 2g   O 2g   2 NOg 
2 NOg   O 2g   2 NO 2g 
MISURA DELLA PRESSIONE DEI GAS
Torricelli
vuoto
76,0 cm
Evangelista Torricelli (1608-1647)
mercurio
~ 150 km
Sezione d’area, A
Vuoto
Mercurio
altezza h
Aria
h = 76 cm
Mercurio
(a)
(b)
ESPERIMENTO DI BOYLE
Patm
P = Patm + P
1/V
Robert Boyle, 1629-1691
P
P
V
P  1/V
con T,n = 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.
Charles e Gay -Lussac
P
-273,15 °C
Jacques Charles
(1746-1823)
0 °C
t (°C)
P
PT
Joseph Louis Gay-Lussac
(1778-1850)
0K
T (K)
con V,n = cost.
gradi Kelvin = gradi Celsius + 273,15
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 °.
Confronto scale termometriche
Passaggio Celsius- Fahrenheit
°F = (°C * 1,8) + 32
Passaggio Fahrenheit- Celsius
°C = (°F -32) / 1,8
LEGGE DI STATO DEI GAS
P  1/V
con T,n = cost.
Pn
con T,V = cost. (Avogadro)
PT
con V,n = cost.
nT
P
V
(Boyle)
(Gay Lussac, Charles)
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
PV  nRT
peso in grammi
g
g
n
 ; PV  RT
peso molecolare M
M
RT
peso molecolare M 
g
PV
g
P
densità gassosa d   M
V
RT
MISCELE DI GAS
PTOT = PA+ PB+ PC
nTOT = nA+ nB+ nC
PA
PB
RT
PA  n A
V
nC
nA
nB
XA 
; XB 
; XC 
n T OT
n T OT
n T OT
PC X  PA ; X  PB ; X  PC
A
B
C
PT OT
PT OT
PT OT
TEORIA CINETICA DEI GAS
Ipotesi di partenza:
James Clerk Maxwell
Edimburgo 1831 - Cambridge 1879
Ludwig Eduard Boltzmann
Vienna 1844 - Duino (TS) 1906
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.
DISTRIBUZIONE DI
MAXWELL-BOLTZMANN
DELLE VELOCITÀ MOLECOLARI
Numero di molecole
0 °C
1000 °C
2000 °C
0
upp
um
urqm
500
1000
1500
2000
Velocità, v (m s-1)
2500
3000
3500
COMPRIMIBILITÀ DI UN GAS
PV
Z
nRT
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)
2
N2
Rapporto di comprimibilità (z)
CH4
H2
1,5
Gas ideale
1
0,5
0
200
400
600
Pressione (atm)
800
1000
Attrazione a grande distanza.
Repulsione a corta distanza.
Johannes Diderik van der Waals
Leyden 1837 – Amsterdam 1923
(Premio Nobel per la Fisica, 1910)
volume occupato da un gas reale > volume occupato da un gas ideale
Videale  Vreale  n b
pressione di un gas reale < pressione di un gas ideale
2
n
Pideale  Preale  a 2
V
Equazione di stato di van der Waals dei gas reali
Pideal Videale  nRT
2 

n
 P  a 2 V  n b   nRT


V 

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
PV
V
a n
z


nRT Vnb RTV
1
an
z

nb RTV
1
V
z > 1 Prevalgono forze repulsive (b)
z < 1 Prevalgono forze attrattive (a)