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LA NATURA MACROSCOPICA E MICROSCOPICA DELLA-MATERIA

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●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)


-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


M

Mega


k

Chilo


h

Etti


da

Deca


/

Unità fondamentale

1

d

Deci


c

Centi


m

Milli


M

Micron


n

Nano



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





settembre

-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


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


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 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:

Cristallini le particelle sono disposte in una struttura tridimensionale ordinata, formando dei poliedri regolari (sale da cucina);



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.

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.

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

Rutherford bombarda una lamina d’oro con un raggio di particelle a, 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 etario, 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:

    • NUMERO ATOMICO (Z): numero di protoni o degli elettroni;
    • NUMERO DI MASSA (A): numero di protoni + neutroni.

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).

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 C e massa  kg
  2. ELETTRONI (e ): sono particelle subatomiche con carica elettrica negativa, hanno carica -l,6·10 C e massa  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<n<7 (come i sette periodi della tavola); questo numero da informazioni riguardo all’energia e alla grandezza dell’orbitale.
  2. Numero secondario (l) 0<l<n-l; da informazioni sulla forma.
  3. Numero magnetico (m) -l<m<l; da informazioni sulla disposizione nello spazio dell’orbitale.
  4. Numero di Spin (ms) +/- ½; si riferisce all’elettrone e alla sua capacità di ruotare intorno a se stesso.

Quando n = 1, allora l sarà uguale a 0, perciò l’orbitale è sferico (s); quando n = 2, allora l può essere uguale o a 0 (orbitale s) o a 1, in quest’ultimo caso l’orbitale è a doppia goccia (p). In sintesi:


Tipo di orbitale

Numero di orbitali

l = 0: orbitale s

m = 0

l = 1: orbitale p

m = -l; m = 0; m = 1

l = 2: orbitale d

m = -2; m = -l; m = 0; m = 1; m = 2

l = 3: orbitale f

m = -3; m = -2; m = -l; m = 0; m = 1; m = 2; m = 3


Per la rappresentazione grafica, bisogna tener conto dei seguenti principi:

Principio di Pauli: in un orbitale ci possono stare solo due elettroni, quindi se i primi tre numeri quantici di un elettrone sono uguali a quelli di un altro, l’ultimo sarà diverso (spin opposto, antiparalleli);

Regola di Aufbau: gli elettroni sono inseriti negli orbitali seguendo un ordine di energia crescente;

Regola di Hund (o della massima molteplicità): negli orbitali, gli elettroni, si dispongono in modo da occupare il massimo numero possibile di orbitali di pari energia con spin parallelo.

15 novembre 2006

LA TAVOLA PERIODICA O DI MENDELEEV

La tavola periodica fu la prima classificazione degli elementi con carattere periodico, poiché ci si accorse che all’aumentare del numero atomico, si presentavano proprietà uguali. Le sette file orizzontali sono i periodi e le file verticali sono i gruppi.

Nel Gruppo Zero troviamo i gas nobili, i quali reagiscono molto difficilmente;

Nel Gruppo Uno ci sono i metalli alcalini, i quali sono lucidi, conduttori di elettricità e calore, teneri e reagiscono facilmente;

Nel Gruppo Due abbiamo i metalli alcalino-terrosi, simili ai precedenti;

Nel mezzo ci sono gli elementi di transizione, classificati come Gruppo B;

Nel Gruppo Sette ci sono i non metalli alogeni.

-Proprietà che variano lungo i periodi

1. L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per staccare un elettrone da un atomo neutro e si oppone alla forza di Coulomb; essa aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

2. Le dimensioni degli atomi aumentano lungo il gruppo, ma diminuiscono lungo il periodo.

3. L’affinità elettronica è l’energia emessa o assorbita nel trasformare un atomo neutro in uno ione negativo (anione); cresce lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

4. L’elettronegatività è la forza con cui un atomo attira a sé gli elettroni di legame; aumenta nel periodo e diminuisce lungo il gruppo.








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