La natura macroscopica e microscopica della materia

Materie:	Riassunto
Categoria:	Chimica
Download:	1000
Data:	26.03.2007
Numero di pagine:	12
Formato di file:	.doc (Microsoft Word)

14 settembre 2006
●INTRODUZIONE
“La soddisfazione che si prova afferrando un nuovo concetto, scatena una cascata biochimica che ricompensa il cervello con una dose di sostanze simili all’oppio, ma prodotte naturalmente dall’organismo creando così una sorta di dipendenza dall’acquisizione di nuove conoscenze.” (American Scientist)
15 settembre 2006
-LA NATURA MACROSCOPICA E MICROSCOPICA DELLA-MATERIA
Tutto ciò che esiste nell’universo, dotato di massa e volume, si definisce MATERIA. La massa è la misura dell’inerzia (resistenza che si oppone a un corpo in stato di moto o di quiete) di un corpo, mentre, il volume, è una porzione limitata della materia. La massa è una costante, a differenza del peso, che varia in funzione della forza di gravità (P=m ∙ g); inoltre una porzione limitata di materia si dice corpo.
La chimica e la fisica si occupano proprio della materia: la prima studia i copri e le sue trasformazioni mediante reazioni chimiche che hanno come risultato una sostanza diversa da quella iniziale; la fisica, invece, si occupa dei loro comportamenti e delle loro trasformazioni, nelle quali non si verificano cambiamenti nella natura delle sostanze. Un fenomeno fisico è, quindi, ad esempio, il movimento di un corpo, mentre, uno chimico, potrebbe essere l’ossidazione.
19 settembre 2006
-Metodo scientifico
Il metodo scientifico consiste nell’osservazione attenta, ripetibile, onesta e accurata di un qualcosa, alla quale susseguono tre domande: come avviene, quando avviene, perché avviene? Rispondendo alle prime due si definisce una legge chimica, mentre per quanto riguarda l’ultima, bisogna proporre delle ipotesi, che una volta confermate diventeranno delle teorie scientifiche.
-Sistema Internazionale
Il Sistema Internazionale studia delle grandezze che possono essere uniformi a tutti; per questo motivo sono nate sette grandezze fondamentali:
- La LUNGHEZZA→ metri (m);
- Il TEMPO→ secondi (s);
- La MASSA→ chili (Kg);
- La TEMPERATURA→ calvin (k);
- L’INTENSITA DI CORRENTE→ ampere (A);
- La QUANTITA DI SOSTANZA→ moli (mol);
- L’INTENSITA LUMINOSA→ candela (cd).
Il volume (m) e il peso (kg∙m/s = newton N) sono due grandezze derivate.
Per quanto riguarda la lunghezza, esiste un sistema metrico decimale:
G
Giga
109
M
Mega
106
k
Chilo
10
h
Etti
10
da
Deca
10
/
Unità fondamentale
1
d
Deci
10ˉ
c
Centi
10ˉ
m
Milli
10ˉ
M
Micron
10ˉ6
n
Nano
10ˉ9
È importante ricordare le seguenti formule:
- 1m = 10 dm;
- 1l = 1 dm;
- 1ml = 1 cc (cm).
L’unità di misura della temperatura è il grado kelvin (k), ovvero la scala della temperatura assoluta, infatti non ci sono valori negativi, ma si arriva fino allo zero assoluto (0k = -273,15°C).
t = (T-273,15) °C
T = (t+273,15) k

21 settembre 2006
-La pressione
La pressione è una forza esercitata su una determinata superficie, per questo si ottiene dividendo la forza per la superficie (F/sup=P), oppure utilizzando il barometro. L’unità di misura è il pascal, che è una grandezza derivata, poiché si ottiene, appunto, dividendo i Newton per i metri quadrati (pa=N/m). Per misurare la pressione si utilizzano anche altre unità, come le atmosfere, i torricelli, i bar, e i millimetri di mercurio.
1 pa = N/m; 1 atm = 1,013 bar;
1 atm = 1,013·10pa; 1 atm = 760 mm Hg;
1 bar = 10pa; 1 mm Hg = 1 torr.
-L’energia
L’energia è la capacità di un corpo di compiere un lavoro o di produrre calore e si misura in joule, il quale si ottiene moltiplicando un Newton per un metro (1j=1N·1m), ovvero la forza per lo spostamento. Esistono vari tipi di energia che si possono convertire l’una nell’altra con una perdita di calore. Un corpo possiede due tipi di energia: quella cinetica, quando è in movimento, e quella potenziale (nello stato in cui si trova).
26 settembre 2006
-Gli stati di aggregazione della materia
La materia può presentarsi in forma solida, liquida o aeriforme (o gassosa), e anche in una forma ionizzata detta plasma; tra i primi tre stati di aggregazione, avvengono vari passaggi di stato:
Solido→ Liquido = Fusione;
Liquido→ Solido = Solidificazione;
Liquido→ Aeriforme = Vaporizzazione;
Aeriforme→ Liquido = Condensazione o Liquefazione;
Aeriforme→ Solido = Sublimazione;
Solido→ Aeriforme = Sublimazione.
Nello stato solido, l’energia cinetica è minima e le particelle vibrano ma non si muovono, perciò i solidi hanno volume e forma propria; lo stato liquido, invece, è caratterizzato da forze attrattive minori e da movimenti disordinati delle particelle, quindi i liquidi hanno volume proprio e la forma dipende dal contenitore; lo stato aeriforme, infine, ha le particelle libere e l’energia cinetica è elevatissima, perciò gli aeriformi hanno volume e forma del contenitore.
TEMPERAT. Curva di Riscaldamento
Gas Questo grafico è valido solo se
Temperat. si prende in considerazione una
Critica sostanza pura.
Vapori
Ogni sostanza ha un suo punto
Temperat. di fusione.
di ebollizione
Liquidi
Temperat.
di fusione

Soste termiche
Solidi

TEMPO
La caloria (Ca) è la quantità di calore che si deve fornire ad un grammo di acqua distillata per portarla, alla pressione di 1 atmosfera, da 14,5 a 15,5°C.
●Gli aeriformi si espandono e si comprimono con facilità e a pressione e temperatura ambiente, hanno una bassa densità; per studiarli, oltre a conoscere la loro quantità (mole), bisogna considerare anche tre variabili: la pressione, il volume e la temperatura. Le leggi che regolano lo stato gassoso sono:
La legge isoterma di Boyle nel 1600
La legge isobora di Charles nel 1700
La legge isocora di Gay-Lussac
A temperatura costante il volume occupato da una massa di gas è inversamente proporzionale alla pressione a cui è sottoposto.
A pressione costante il volume di una massa di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.
A volume costante, la pressione di una massa di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.
P · V = K;
T = costante
Aumentando la pressione, il volume diminuisce.
V = K · T;
V/T = K;
P = costante
All’aumentare della temperatura, il volume aumenta.
P = K · T;
P/T = K;
V = costante
All’aumentare della temperatura, la pressione aumenta.
Es.: Una massa di azoto è contenuta in una bombola da 10l, con pressione di 12 atm. Noi vogliamo trasferire l’azoto in un’altra bombola da 25l. Che pressione si avrà se si ha una temperatura costante?
(10 · 12) : 25 = 4,8 atm
Es.: Una massa d’aria che a 20°C occupa un volume di 150l, viene riscaldata a pressione costante fino a 100°C. Calcola il volume del gas a questa temperatura.
20°C = 293 K
100°C = 373 K
(150 : 293) · 373 = 191
Es.: Una bombola di volume 10l contiene un gas alla temperatura di 25°C e a pressione di 8 atm. Calcola la pressione esercitata dal gas se si scalda la bombola fino a 40°C.
25°C = 313 K
40°C = 298 K
(8 : 298) · 313 = 8,4
Se la pressione si dimezza, il volume raddoppia; se la temperatura raddoppia, il volume raddoppia.
4 ottobre 2006
-Equazione di stato dei gas perfetti
Se nessuna delle tre grandezze rimane costante, si usa l’equazione di stato dei gas perfetti.
P · V = n · R · T R = 0,082 (l · atm):(k · mol)
Per gas perfetti (o ideali), si intende quei gas che non esistono e che hanno:
- Particelle puntiformi (il volume delle particelle è trascurabile rispetto a quello che occupa il gas;
- Le forze attrattive delle particelle devono essere nulle;
- Gli urti devono essere elastici;
- Le particelle percorrono traiettorie lineari, non si fermano e si urtano tra loro e con le pareti del contenitore.
Perché valgano le leggi, un gas reale deve essere rarefatto e con una temperatura non troppo bassa.
-Teoria cinetica
Un gas ha un numero enorme di particelle che si urtano tra loro e con le pareti del contenitore, quando esse si urtano tra loro, cambiano direzione e, dal momento che l’energia cinetica è diversa per tutte le particelle, quando si incontrano cedono o assorbono energia; mentre quando si scontrano con le pareti del contenitore, si parla di pressione del gas.
Teoria cinetica: la pressione di un gas in un contenitore, è proporzionale al numero di urti delle particelle sull’unità di superficie e sull’unità di tempo, alla loro massa e alla loro velocità media.
L’energia cinetica delle particelle è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta. Allo zero assoluto le particelle dovrebbero essere ferme; quando la temperatura diminuisce e la pressione supera determinati valori, il gas si liquefa.
Andrews (1800)→ per ciascun gas c’è una temperatura critica, al di sopra della quale, il gas non può venire liquefatto, a qualsiasi pressione lo si sottopone.
Un aeriforme che a temperatura ambiente (20°C) si trova oltre la temperatura critica, è un gas, mentre se si trova sotto la temperatura critica si chiama vapore.
●I liquidi sono incomprimibili e le loro particelle scorrono le une sulle altre, facendo formare o rompere dei legami. Le proprietà dei liquidi sono:
- Viscosità→ tendenza che un strato di liquido oppone a fluire trascinando gli strati vicini, un liquido è tanto più viscoso quanto è minore la sua capacità di fluire su altri strati;
- Tensione superficiale→ resistenza che il liquido oppone ad occupare tutta la superficie disponibile;
5 ottobre 2006
- Evaporazione→ è il passaggio di stato da liquido ad aeriforme, ovvero quando le particelle superficiali del liquido sono trattenute con minor forza e si liberano nell’atmosfera, avendo un’energia cinetica maggiore; quindi all’aumentare della temperatura aumenta il numero di particelle che si disperdono, ma se il recipiente è chiuso e la temperatura rimane costante, le particelle rimangono all’interno di esso, fino a quando si condensano e ridiventano liquido: questo passaggio è detto equilibrio dinamico. Nel momento in cui il liquido evapora, produce vapore, che arriva ad un punto di saturazione, dando inizio ad un equilibrio dinamico, questo vapore esercita una pressione sul liquido, detta tensione di vapore, ma ciò dipende dalla temperatura e dalla natura del liquido (quando diventa uguale alla pressione esterna, il liquido bolle).
●I solidi possono essere:
1. Cristallini→ le particelle sono disposte in una struttura tridimensionale ordinata, formando dei poliedri regolari (sale da cucina);
2. Amorfi→ privi di strutture geometriche, poiché le particelle sono disposte senza un ordine preciso (vetro).
-Teoria cinetica/corpuscolare
La materia è costituita da particelle in continuo movimento, che hanno le seguenti caratteristiche:
- Non sono osservabili;
- Ne esistono diverse e con diverse proprietà;
- Si muovono (energia cinetica);
- Quelle più leggere sono più veloci.
In un solido le particelle (incomprimibili, non diffondono, mantengono la forma) sono vicine e legate tra loro, quindi possono solo vibrare.
In un liquido le particelle (incomprimibili, diffondono, cambiano la forma) sono vicine, ma indipendenti, infatti si muovono più rapidamente.
In un aeriforme le particelle (comprimibili, occupano il volume del recipiente) sono indipendenti e distanti.
18 ottobre 2006
●LA MATERIA
●La materia si distribuisce come miscugli e come sostanze. I primi a loro volta si possono dividere in omogenei ed eterogenei.
- MISCUGLI OMOGENI→ sono principalmente rappresentati dalle soluzioni e si dicono omogenei perché in ogni loro punto ci sono le stesse caratteristiche e ad occhio nudo non si vedono differenze. Essi sono formati da due o più componenti mescolate perfettamente tra loro ed hanno una sola fase, ovvero una sola porzione di materia omogenea per composizione. Le soluzioni possono essere solide, liquide o gassose e sono formate da un soluto (ciò che viene sciolto) e da un solvente (ciò che scioglie). Il rapporto tra questi è detto concentrazione, ovvero la quantità del soluto rispetto al solvente. Tale rapporto si può esprimere in diversi modi: g/l; % m/m (indica la quantità in grammi di soluto in 100 grammi di soluzione); % m/v (indica la quantità in grammi di soluto in 100 ml di soluzione); % v/v (indica la percentuale in cc di soluto in 100 cc di soluzione).
- MISCUGLI ETEROGENEI→ due o più componenti riconoscibili ad occhio nudo, contenenti più fasi; possono essere delle sospensioni (c’è una fase solida e una liquida), delle emulsioni (due liquidi immiscibili), dei colloidi.
-La densità
È una proprietà caratteristica di ogni sostanza che varia in funzione della temperatura e dello stato. Ogni sostanza pura a temperatura costante ha anche densità costante. La densità è uguale a m/v:
D = k/m = g/cc
Ovvero la quantità di sostanza contenuta in un volume unitario.
Densità dell’acqua a temperatura costante: 1g/cc
19 ottobre 2006
●Le sostanze possono essere elementi, ovvero delle particelle uguali che non possono più essere scomposte (semplicità pura), oppure dei composti, cioè delle sostanze scomponibili in elementi. Tutta la materia è formata da più di 100 elementi diversi (tavola periodica).
-La tavola periodica→ è formata orizzontalmente dai periodi e verticalmente dai gruppi. Gli elementi più importanti sono:
H: idrogeno; He: elio; Li: litio; Be: berillo; B: boro;
C: carbonio; N: azoto; O:ossigeno; F: fluoro; Ne: neon;
Na: sodio; Mg: magnesio Al: alluminio; Si: silicio; P: fosforo;
S: zolfo; Cl: cloro; Ar: argon; K: potassio; Ca: calcio;
Cr: cromo; Mn: manganese; Fe: ferro; Co: cobalto; Ni: nichel;
Cu: rame; Zn: zinco; As: arsenico; Br: bromo; Kr: cripton;
Rb: rubidio; Sr: stronzio; Ag: argento; Sn: stagno; Sb: antimonio;
I: iodio; Xe: xeno; Cs: cesio; Ba: bario; Pt: platino;
Au: oro; Hg: mercurio; Rn: radon; Fr: francio.
A temperatura ambiente bromo e mercurio sono liquidi. Idrogeno, azoto, ossigeno, fluoro e cloro sono gassosi come i gas nobili (elio, neon, argon, cripto, xeno, radon). I primi 92 elementi sono naturali, gli altri artificiali. Gli elementi sono quindi atomi tutti uguali con stesse proprietà chimiche. I composti sono invece atomi di elementi diversi uniti secondo rapporti di combinazione ben precisi.
●GLI ATOMI
L’atomo è la più piccola parte di un elemento che ha le proprietà tipiche di quell’elemento. Non sono facilmente osservabili, perciò per dire come sono fatti bisogna partire da dei modelli atomici:
- IV secolo a.C.→ i filosofi greci e latini (Democrito e Lucrezio), che facevano parte degli atomisti, dissero che la materia non è continua, ma formata da particelle piccole e invisibili.
- 1803→ per Dalton la materia è costituita da atomi (teoria atomica) e sviluppò le seguenti ipotesi: la materia è formata da particelle elementari chiamate atomi; gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro; non sono ulteriormente scomponibili (non si era ancora scoperta la radioattività); non possono essere né creati né distrutti.
- 1898→ Thomson scopre l’elettrone: l’atomo è una sfera di materia formata da un eguale numero di cariche positive e negative, disposte in modo casuale, che danno all’atomo carica neutra (modello a panettone).
25 ottobre 2006
- 1911→ Rutherford bombarda una lamina d’oro con un raggio di particelle , caricate positivamente: il 99% va dall’altra parte, poiché gli atomi sono quasi vuoti, ma l’1% viene attirato, se passa vicino ad un elettrone, o respinto, se passa vicino al nucleo; nasce il modello planetario, con il quale si stabilisce che gli atomi hanno densità non uniforme, essendo quasi vuoti, che nel nucleo si concentra la carica positiva e la massa dell’atomo, che gli elettroni percorrono orbite circolari intorno al nucleo e che le dimensioni di un atomo corrispondono allo spazio occupato dagli elettroni. Queste supposizioni stanno alla base delle due seguenti definizioni:
o NUMERO ATOMICO (Z): numero di protoni o degli elettroni;
o NUMERO DI MASSA (A): numero di protoni + neutroni.
- 1913→ Bohr sviluppa il modello atomico a gusci, secondo cui un elettrone non avrebbe potuto rimanere intorno al nucleo, ma avrebbe perso energia e sarebbe caduto sul nucleo. Quindi gli elettroni hanno delle orbite fisse stazionarie, nelle quali essi non assorbono e non disperdono energia, poiché ciò avviene solo quando un elettrone salta su un’orbita esterna (meccanica quantistica).
- 1930→ vengono scoperti i neutroni e si abbandona la teoria delle orbite, per dare spazio al concetto di orbitale, ovvero la regione di spazio intorno al nucleo, nella quale si ha il 90/95% di probabilità di trovare l’elettrone, ma secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg, non si può conoscere contemporaneamente velocità e posizione di un elettrone.
26 ottobre 2006
-Particelle subatomiche
1. PROTONI (p): sono particelle subatomiche con carica elettrica positiva, hanno carica +1,6·10ˉˉC e massa 1,67·10ˉ kg.
2. ELETTRONI (eˉ): sono particelle subatomiche con carica elettrica negativa, hanno carica -1,6·10ˉˉC e massa 9,1·10ˉ kg.
3. NEUTRONI (n): sono particelle subatomiche prive di carica elettrica, hanno massa quasi uguale a quella degli elettroni.
-Particelle elementari
Neutroni
Fermioni Barioni Protoni
(tutto ciò che rappresenta
la materia) Leptoni Elettroni
Particelle TAU
Muoni
Neutrini
Bosoni Fotoni
(portatori di energia,
sono privi di massa Bosoni di Higgs
e non occupano un volume)
-Forza elettrostatica
Tra corpi dotati di carica elettrica agisce la forza elettrostatica o di Coulomb (in coulomb si misura la quantità di carica in un corpo), che può essere attrattiva o repulsiva ed è direttamente proporzionale al prodotto delle cariche dei due corpi e inversamente proporzionale al quadrato della loro distanza, quindi:
Fe = k(q1 · q2/d)
Grazie a questa forza, si possono far muovere in modo ordinato cariche elettriche in un materiale, creando una corrente elettrica.
8 novembre 2006
-Numero atomico e di massa
Le molecole possono essere identificate in due tipologie:
- i composti, formati da atomi diversi;
- gli elementi, formati da un solo atomo, o da più atomi uguali.
Ogni elemento viene rappresentato dal suo simbolo, da il suo numero atomico (in basso a sinistra) e dal suo numero di massa (in alto a sinistra), in tal modo si può scoprire il numero dei protoni (numero atomico), degli elettroni (numero atomico) e dei neutroni (numero di massa-numero atomico).
Esistono atomi, detti isotopi, con stesso numero atomico, ma con diverso numero di massa, perciò cambia il numero di neutroni; ciò capita ad esempio nel caso del carbonio, poiché abbiamo il carbonio con numero di massa 12 e quello con numero di massa 14, ma entrambi hanno numero atomico 6; anche l’idrogeno presenta vari isotopi:
1. L’idrogeno, con numero atomico e numero di massa 1, poiché non ci sono neutroni;
2. Il deuterio, con numero atomico 1, ma con numero di massa 2;
3. Il trizio, con numero atomico 1, ma con numero di massa 3.
Il comportamento chimico di un elemento dipende dal numero atomico e non dal numero di massa, poiché alcuni elementi tendono a cedere o ad acquistare elettroni: si creano gli ioni. Essi infatti sono atomi dotati di carica elettrica; se vengono acquistati elettroni, si parla di anioni, con carica negativa, mentre se vengono ceduti si parla di cationi, con carica positiva.
9 novembre 2006
●I NUMERI QUANTICI
Per definire le caratteristiche degli orbitali, bisogna utilizzare dei numeri quantici, che sono i seguenti:
1. Numero principale (n)→ 1