CHIMICA 6 PDF - Stati della Materia

GLI STATI DELLA MATERIA Gas o vapore: non ha volume e forma propria, ma assume quella del suo contenitore; può essere compresso o espanso per occupare un differente volume. Le particelle che lo compongono si muovono liberamente nello spazio, occupando un grande volume. Liquido: non ha una forma spec...

GLI STATI DELLA MATERIA Gas o vapore: non ha volume e forma propria, ma assume quella del suo contenitore; può essere compresso o espanso per occupare un differente volume. Le particelle che lo compongono si muovono liberamente nello spazio, occupando un grande volume. Liquido: non ha una forma specifica, ma assume quella del suo contenitore; non può essere compresso in maniera apprezzabile. Le particelle che lo compongono hanno minor libertà di movimento rispetto ai gas e le forze di attrazione iniziano a farsi sentire. Solido: ha volume e forma propria e non può essere compresso in maniera apprezzabile. Le particelle che lo compongono sono disposte in maniera fissa e regolare. Il termine gas (di etimologia incerta, forse dalla parola olandese ghoast o tedesca geist = spirito) fu coniato dal medico belga van Helmont e riportato nella sua opera postuma “Ortus madicinae” (1648). Il termine gas non conobbe grande fortuna nel ‘600 e solo nel ‘700 i gas vennero considerati come uno stato della materia. Il reverendo Hales fu il primo a dimostrare, nel 1727, che l’aria aveva un ruolo determinante nei processi chimici, pur non distinguendo nessun tipo di gas. I gas, quindi: Possono essere compressi: ad esempio, nei motori a scoppio il rapporto di compressione (rapporto tra il volume massimo e quello minimo della camera di scoppio) è circa 10:1. Esercitano una pressione sulle pareti del contenitore Si espandono per occupare tutto il volume disponibile (e si allontanano dal loro contenitore se questo viene aperto) Per definire lo stato di un gas sono necessarie almeno tre delle quattro grandezze riportate di seguito: La quantità del gas (in moli) Il volume del gas (in litri, l o L) La pressione del gas, P: essa è la risultante degli urti delle molecole di gas contro le pareti del recipiente. P = Forza/Area. Per la misura della pressione il Sistema Internazionale raccomanda l’uso del pascal (Pa) e suoi multipli. Nel linguaggio corrente, anche scientifico, si utilizza comunemente l’atmosfera (atm): 1atm = 101325 Pa. Torricelli misurò la pressione atmosferica al livello del mare, costruendo di fatto il primo strumento per la misura della pressione (barometro): prese un contenitore, contenente del mercurio, all’interno del quale mise un tubo in vetro vuoto, che venne poi immerso nel mercurio, il quale risalì per il tubo per circa 760 mm. Ciò è dovuto al fatto che la pressione del gas esercitata sul mercurio faceva risalire il mercurio stesso all’interno del tubo. In suo onore il torr è una unità di misura di pressione che equivale a 1 millimetro di mercurio (mmHg): 1atm = 760 mmHg o torr. La pressione che noi avvertiamo è data dalla colonna d’aria che si estende dagli alti strati dell’atmosfera alla superficie terrestre ed esercita una pressione di circa 1 atm su ognuno di noi. Più precisamente 1 atm = pressione esercitata da una colonna d’aria a livello del mare a 0 gradi di temperatura, 45 gradi di latitudine e con una umidità relativa dello 0%. La composizione dell’aria che noi respiriamo e che ci circonda è di circa 21% di ossigeno, 78% di azoto e di circa 1% di altri gas (anidride carbonica, ecc..). La pressione atmosferica dipende dall’altitudine: a livello del mare è equivalente a 760 mmHg, mentre se ci troviamo a 3000 m dal livello del mare la pressione atmosferica è di circa 530 mmHg. Località Altitudine (m) Pressione atmosferica (mmHg) Mar Morto (Israele) -400 800 Livello del mare 0 760 Alessandria 95 750 L’Aquila 714 700 Monte Everest (Nepal) 8848 250 Questa differenza di pressione, l’uomo può sentirlo con un fastidio all’orecchio: infatti, sale in montagna il fastidio è dovuto allo squilibrio pressorio tra le cavità auricolari e l’aria esterna. La pressione atmosferica dipende anche dalle condizioni atmosferiche: possono esserci zone ad alta pressione (vicino all’Atlantico) o zone di bassa pressione (a livello della Sardegna). La differenza di pressione può essere esercitata anche su un contenitore: se la pressione esterna è circa uguale alla pressione interna il contenitore mantiene la sua integrità, ma se la pressione esterna diventa maggiore della pressione interna l’aria nella zona ad alta pressione esercita una forza verso la zona a bassa pressione deformando il contenitore stesso. La temperatura assoluta del gas, T: quando si lavora con i gas si utilizza sempre il Kelvin, K. K = gradi Celsius + 273.15. Per i gas, si individua una condizione standard di riferimento (STP): 0 gradi Celsius e 1 atm. Attenzione!!! Su alcuni testi si considerano come condizioni STP quelle termodinamiche: 25 gradi Celsius e 1 atm. Date tra grandezze, la quarta è automaticamente determinata usando le leggi dei gas: LEGGE DI BOYLE: “la pressione di una determinata quantità di gas, mantenuta a temperatura costante, è inversamente proporzionale al volume”: aumentato il volume del gas la pressione diminuisce, oppure aumentata la pressione del gas il suo volume diminuisce. P1xV1 = P2xV2 Alta pressione (aria compressa) = basso volume / bassa pressione (aria normale) = alto volume La legge di Boyle permette di respirare la respirazione: immagino i polmoni come dei contenitori dalla parete mobile e questa parete mobile è costituita dal diaframma, il quale salendo e scendendo, comprime o espande i polmoni. Quando vogliamo inspirare, e quindi far entrare aria nei polmoni, facciamo scendere il diaframma: la discesa del diaframma permette ai polmoni di ingrandirsi aumentando il volume e di conseguenza diminuendo la pressione, infatti la pressione interna diventa di circa 0,996 atm (pressione esterna = 1 atm). Quando invece espiriamo il diaframma sale, comprimendo il polmone, e di conseguenza diminuisce il volume, ma aumenta la pressione interna, che infatti diventa di circa 1,004 atm. Dato che i gas si muovono dalla più alta pressione verso la più bassa 2  pressione, quando inspiriamo l’aria entra dentro ai polmoni, mentre quando espiriamo esce fuori verso l’esterno. LEGGE DI CHARLES: “il volume di una determinata quantità di gas, mantenuta a pressione costante, è direttamente proporzionale alla temperatura”: se aumenta la temperatura di un gas, sempre con pressione costante, aumenta anche il suo volume. V1/T1 = V2/T2 Se metto un palloncino contenente del gas all’interno di una bacinella contente acqua ghiacciata posso vedere che questo si affloscia diminuendo il suo volume (diminuisce la temperatura = diminuisce il volume): questo succede perché raffreddando le molecole del gas, viene diminuita l’energia cinetica, di conseguenza le molecole si muoveranno più lentamente e quindi urteranno con meno forza le pareti del contenitore (palloncino). Se, però, sposto il palloncino in una bacinella contenente acqua calda, il suo volume aumenta: questo succede perchè aumentando la temperatura del gas viene aumentata anche l’energia cinetica, e di conseguenza le particelle si muovono più velocemente urtando con più forza le pareti del contenitore e quindi il palloncino aumenterà il proprio volume. LEGGE DI GAY-LUSSAC: “la pressione di una determinata quantità di gas, mantenuta a volume costante, è direttamente proporzionale alla temperatura”: aumentata la temperatura, aumenta anche la pressione, sempre con volume costante. P1/T1 = P2/T2 Prendiamo un contenitore contenente aria con un tappo appoggiato sopra. Prendo poi questo contenitore e lo poggio sopra il fuoco: questo calore aumenta l’energia cinetica delle particelle, le quali si muovono più velocemente urtando con più forza e maggiore frequenza le pareti, e di conseguenza aumenta la pressione. PRINCIPIO DI AVOGADRO: “volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contengono lo stesso numero di molecole”. Se prendo tre palloni dello stesso volume (22.4 L) contenenti uno l’elio, uno l’azoto e uno il metano, e li sottopongo alla stessa pressione di 1 atm con una temperatura pari a 0 gradi Celsius. Andando a vedere quanti grammi di gas ci sono all’interno delle tre palle, noto che ci sono 4g di elio, 28g di azoto e 16g di metano; sono masse diverse, ma secondo il principio di Avogadro, dato che hanno lo stesso volume e stesse condizioni di temperatura e pressione, hanno anche lo stesso numero di molecole, e quindi anche lo stesso numero di moli di gas: infatti, 4g di elio corrispondono a 1mol di elio, 28g di azoto corrispondono a 1mol di azoto e 16g di metano corrispondono a 1mol di metano. LEGGE DI AVOGADRO: “il volume occupato da un gas, a pressione e temperatura costante, è direttamente proporzionale al numero di moli di gas presenti”: aumentato il numero di moli di gas, aumenta anche il volume, sempre con pressione e temperatura costanti. Ho un contenitore dotato di pistone, il cui volume è un 1L, dentro metto 1mol di gas. Se io raddoppio il numero di moli di gas nel contenitore, mantenendo la stessa pressione e la stessa temperatura, il volume raddoppia. 3 Combinando le leggi precedenti, ottengo una nuova legge in grado di spiegare il comportamento di un gas indipendentemente dalle sue condizioni. Questa nuova legge è detta Legge dei gas ideali (o perfetti) oppure equazione di stato dei gas ideali (o perfetti): PV = nRT, in cui: P = pressione in atmosfere V = volume in litri N = numero di moli R = costante universale dei gas = 0,0821 L atm mol*-1 K*-1 T = temperatura assoluta in gradi Kelvin In altra forma, se abbiamo un certo numero n di moli di gas che subiscono una trasformazione delle condizioni P1, V1 e T1 alle condizioni P2, V2 e T2: P1xV1/T1 = P2xV2/T2 Legge dei gas ideali (in forma combinata) Perché si chiama proprio legge dei gas IDEALI? Perché un gas che obbedisce a tale legge si dice ideale. In condizioni standard 1mol di qualunque gas ideale occupa un volume di: V = nRT/P = 1mol x 0,0821 L atm mol K x 273 K/1atm = 22.4 L Grazie a questa legge è possibile spiegare anche il “segreto” del popcorn: il chicco di mais è circondato da una pellicola dura chiamata “pericarpo”, e dentro contiene l’endosperma vitreo, l’endosperma farinoso, il germe e dell’acqua. Aumentando la temperatura, l’acqua contenuta all’interno passa allo stato di vapore, il volume resta costante, ma la pressione aumenta. Raggiunte le 8-9 atm all’interno del chicco di mais, il pericarpo non resiste più e così il chicco di mais esplode. La densità di un gas è il peso di una unità di volume di una sostanza. Nel caso dei gas, la densità: È direttamente proporzionale al peso molecolare del gas: più sarà pesante, più sarà denso; Aumenta all’aumentare della pressione: più aumenta la pressione, più aumenta la densità; Diminuisce all’aumentare della temperatura: più scaldo, più diminuisce la densità in quanto aumenta il volume. PV = nRT = PV = massa/PM x RT = densità = massa/V = PxPM/RT Un contenitore con volume interno pari a 235 mL viene svuotato con una pompa da vuoto. La massa del contenitore vuoto viene misurata. Il contenitore viene aperto e nuovamente riempito di aria. La differenza di peso è la massa di aria contenuta nel tubo. La densità dell’aria (a 25 gradi e 1 atm) è quindi: d = massa/V = 220.238 – 219.965g/0.235 L = 1.16 g/L …MOLTO bassa! (allo stesso volume vi sono molte più molecole allo stato liquido piuttosto che allo stato gassoso): 1 kg di acqua: Allo stato liquido (a 25 gradi e 1 atm) occupa un volume pari a 0.998 L; Allo stato gasso (a 110 gradi e 1 atm) occupa un volume pari a: V = g/PMxRxT / P = 1000g/18.01g/mol x 0.0821 Latm/molK x 383K TUTTO DIVISO PER 1atm = 1746 L 4 Se al posto di un gas puro, ho invece una miscela di gas non reagenti? Queste possono essere trattate cime un gas puro, in quanto tutti i gas rispondono allo stesso modo alle variazioni di P, T o V. Pressione parziale di un gas (Pa, Pb, Pc) è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo il recipiente; Pressione totale (Ptot) è la somma delle pressioni parziali. La pressione totale di una miscela di gas A, B, C, … è uguale a: Ptot = Pa + Pb + Pc + … Questa è la cosiddetta LEGGE DI DALTON DELLE PRESSIONI PARZIALI. Ho un contenitore di volume 5 L e di temperatura 298 K, al cui interno metto 0.42 mol di elio, misuro la pressione e questa equivale a 2 atm. Prendo lo stesso identico contenitore, con lo stesso volume e la stessa temperatura, e ci metto all’interno 0.84 mol di Argo, vado a misurare la pressione e ed è di 4 atm. A questo punto prendo sempre lo stesso contenitore e metto insieme l’elio con l’argo con le stesse pressioni parziali precedenti, che sommo insieme ottenendo la pressione totale: Ptot = 2atm + 4atm = 6atm. Questo tipo di pressione la sottoporrebbe qualsiasi tipo di gas reale, di cui uno con 0.42 mol e l’altro 0.84 mol. La pressione parziale di ogni gas componente la miscela dipende dalla sua frazione molare, che non è altro che il numero di moli di quel gas diviso il numero totale di moli dei gas presenti nel contenitore (nA / nTOT). Quindi, la pressione parziale di un gas sarà uguale alla pressione totale per la frazione molare del gas A (Pa = Ptot x frazione molare A). Nel caso dell’aria: 79% N2 (PM = 28gmol*-1) + 21% O2 (PM = 32gmol*-1). In 100 g di aria: mol N2 = 79g / 28gmol = 2.8 mol mol O2 = 21g/32gmol = 0.66 mol frazione morale N2 = 2.8mol / (2.8+0.66) mol = 0.81 frazione morale O2 = 0.66mol / (2.8+0.66) mol = 0.19 a livello del mare (Ptot = 1atm): P N2 = Ptot x frazione morale N2 = 1 atm x 0.81 = 0.81 atm = 616 mmHg P O2 = Ptot x frazione molare O2 = 1 atm x 0.19 = 0.19 atm = 144 mmHg A 20 m di profondità (Ptot = 3 atm): P N2 = Ptot x frazione molare N2 = 3atm x 0.81 = 2.43 atm P O2 = Ptot x frazione molare O2 = 3 atm x 0.19 = 0.57 atm Pressioni parziali di O2 superiori a 1.4 atm o inferiori a 0.1 atm sono pericolose per l’uomo: nel secondo caso si rischia di andare in ipossia, mentre nel primo caso si può andare incontro alla tossicità da ossigeno. Il modello teorico che si utilizza per lo studio dei gas (teoria cinetica dei gas) descrive i gas come insieme di particelle puntiformi (dotate di massa ma prive di dimensioni) in continuo moto casuale (moto rettilineo uniforme senza interazione tra le particelle, eccetto gli urti elastici con altre molecole o con le pareti del recipiente). Gas ideale: il volume molecolare è trascurabile rispetto al volume del contenitore e l’interazione tra molecole è nulla; Gas reale: ha un proprio volume e vi sono interazione tra le molecole. Un gas reale può essere trasformato in un gas ideale solo se si lavora a basse pressioni e/o alte temperature. 5 I gas reali mostrano un comportamento diverso da quello previsto sulla base dell’equazione di stato dei gas ideali, in particolare a pressioni elevate e basse temperature. In queste condizioni: Il volume molecolare costituisce una percentuale non trascurabile del volume del recipiente, per cui ad alte P il V libero diventa minore del V geometrico del recipiente: a bassa P le molecole di gas occupano una bassa frazione del volume totale / ad alta P le molecole di gas occupano una alta frazione del volume totale; All’aumentare della pressione del gas le molecole si avvicinano tra loro a distanze prossime alle loro dimensioni e le interazioni intermolecolari diventano piuttosto forti. Per descrivere un gas reale si utilizza l’EQUAZIONE DI VAN DER WAALS: (P + a x n alla seonda / V alla seconda) x (V – n x b) = nRT a = pressione interna (è una misura dell’intensità delle attrazioni intermolecolari); b = covolume (in relazione con il volume occupato da 1 mole di particelle); ENTRAMBE LE COSTANTI SONO DIPENDENTI SOLO DAL TIPO DI GAS. (la nitroglicerina venne inventata nel 1847 da Ascanio Sobrero. Nel 1867 Alfred Nobel trovò la soluzione per stabilizzarla (mescolandola con farina fossile) e inventò la dinamite. La nitroglicerina viene ancora usata come farmaco antiangina = attività vascodilatante). 6 STATO LIQUIDO Se un gas ideale viene compresso e/o raffreddato, le sue molecole sono costrette ad avvicinarsi e di conseguenza si fanno sentire le forze intermolecolari; il suo comportamento passa così da ideale (nessun tipo di interazione) a reale (iniziale attrazione). Continuando a comprimere e/o raffreddare, le molecole non saranno più in grado di “sfuggirsi” e così inizierà il passaggio allo stato liquido, fino a quando il gas non sarà completamente liquefatto. Le molecole nei liquidi sono, quindi, a stretto contatto tra loro, dato che le interazioni, che possono essere sia di attrazione che di repulsione, sono più forti che nei gas, anche se ancora libere di scorrere e rotolare rispetto alle proprie vicine. La viscosità di un liquido è la resistenza dei fluidi allo scorrimento; essa è collegata alle interazioni non covalenti che si instaurano tra le molecole di liquido. Più legame idrogeno = maggiore viscosità Esempi: la glicerina e il 2-propanolo hanno una struttura molto simile per quanto riguarda il carbonio (tre atomi di carbonio con ibridazione sp3), ed entrambe possono instaurare legami idrogeno, ma con una differenza: nella glicerina vi sono 3 gruppi OH, e quindi possono instaurare maggiori legami idrogeno rispetto al 2-propanilo, che invece ha solo un gruppo OH. La glicerina sarà quindi viscosa del 2-propanolo. Composto Viscosità (in milliPascal a 25 gradi e 1 atm) Metanolo 0,54 Acqua 0,89 Etanolo 1,07 2-propanolo 2,04 2-metil-2-propanolo 4,31 Glicole etilenico 16,1 Glicerina 934 La viscosità diminuisce quando aumenta la temperatura: Temperatura (in gradi) Viscosità della glicerina (in mPa a 1 atm) 25 934 50 152 75 39,8 100 14,8 Questa proprietà della viscosità è molto utilizzata negli interventi chirurgici: ad esempio, l’ipotermia terapeutica può essere usata nelle operazioni chirurgiche per diminuire il sanguinamento e ridurre il rischio di lesione ischemica ad un tessuto. La viscosità è importante anche per un olio motore. In linea generale, maggiore è il suo valore di viscosità, maggiore è la sua capacità di lubrificazione. A temperatura bassa, però, un olio troppo viscoso non riesce a circolare, mentre a una temperatura elevata un olio troppo fluido non fa bene il suo lavoro. Di conseguenza, i produttori di olio propongono ai clienti oli con miscele di componenti per avere un bilanciamento tra la capacità di lubrificazione e la viscosità a temperature diverse. Sulle confezioni di olio troviamo la sigla SAE (prima un numero, poi una lettera e successivamente un altro numero) che ne riassume le caratteristiche di viscosità: il primo numero indica la viscosità dell’olio a temperature basse (più il numero è basso, più l’olio è fluido a basse temperature), la lettera 7 sta ad indicare che il numero che la segue indica la viscosità dell’olio a temperature alte (più il numero è alto, più l’olio è viscoso ad alte temperature). La densità di un liquido è la massa di un certo volume di sostanza (in qualsiasi forma fisica). Densità e viscosità sono quindi due cose diverse. Densità, d = massa/volume (Kg/L) Se si hanno sostante che non possono mescolarsi tra loro, quella con densità minore starà sopra. Composto Densità (in Kg L*-1) Viscosità (in mPa a 25°) Metanolo 0,791 (a 20°) 0,54 Acqua 0,998 (a 20°) 0,89 Etanolo 0,789 (a 20°) 1,07 2-propanolo 0,781 (a 25°) 2,04 2-metil-2-propanolo 0,789 (a 20°) 4,31 Glicole etilenico 1,11 (a 20°) 16,1 Glicerina 1,26 (a 20°) 934 Altra caratteristica di un liquido è la tensione superficiale. Una molecola di un liquido: Se è alla superficie, è spinta verso l’interno dalle sue vicine; Se è all’interno, è spinta in tutte le direzioni in maniera uguale dalle sue vicine. Le molecole che stanno alla superficie tendono a incurvare la superficie stessa in quanto vi è un’attrazione asimmetrica (c’è all’interno, ma non all’esterno), e questo incurvamento porta a ridurre l’area superficiale stessa. Questo spiega perché le gocce di pioggia hanno una forma quasi sferica (la sfera ha la più piccola area superficiale per un certo volume). La tensione superficiale è definita come l’energia richiesta per espandere la superficie del liquido di 1 metro quadrato. Anche in questo caso, giocano un ruolo fondamentale le interazioni tra le molecole: più sono forti queste interazioni, maggiore energia servirà, e quindi maggiore tensione superficiale. Composto Tensione superficiale (in mJm a 25°) Pentano CH3(CH3)3CH3 15,5 Esano CH3(CH3)4CH3 17,9 1-propanolo CH3CH2CH2OH 23,3 1-butanolo CH3CH2CH2CH2CH2OH 24,9 Bromo Br2 41,0 Acqua H2O 72,0 Mercurio Mg 485 La tensione superficiale fa sì che un liquido si comporti come se avesse una “pelle”, più o meno resistente in funzione dell’intensità delle forze intermolecolari. Se io appoggio qualcosa su un liquido con elevata tensione superficiale, questo può andare a fondo o meno. A causa della tensione superficiale l’insetto pattinatore (Gerris lacustris) scivola sull’acqua, come una graffetta riesce a galleggiare, nonostante il metallo sia più denso dell’acqua. Saponi e detergenti abbassano la tensione superficiale modificando 8 l’interazione tra le molecole di H2O: se aggiungessimo una goccia di sapone nel bicchiere la graffetta affonderebbe. Questo aspetto è fondamentale nella respirazione: durante la respirazione gli alveoli si espandono per lasciare passare i gas. Il sottile strato di gas che ricopre le pareti si oppone a tale espansione, a causa della tensione superficiale. Per diminuire il lavoro che dobbiamo compiere per inspirare, gli pneumociti di tipo II della membrana alveare producono un tensioattivo (una specie di sapone, DPPC) che abbassa la tensione superficiale ed aiuta l’espansione alveolare. La produzione di DPPC inizia verso la 24esima settimana di gestazione; neonati prematuri possono essere in deficit di surfattante polmonare (sindrome da distress respiratorio). 9 STATO SOLIDO Al diminuire della temperatura, le molecole rallentano ulteriormente il loro moto e l’attrazione intermolecolare diventa sempre più forte: a questo punto il liquido solidifica. I solidi si possono classificare in due famiglie principali: Solidi cristallini, nei quali gli atomi, le molecole e gli ioni che li compongono sono disposti ordinatamente nello spazio. Possiedono una temperatura di fusione definita; Solidi amorfi, nei quali la disposizione delle particelle che li compongono è del tutto irregolare (es: vetri, materiali plastici, gomme, …). Non possiedono una temperatura di fusione definita. Silice cristallina Silice amorfa (vetro) Sono solidi cristallini i: Solidi ionici, che sono costituiti da ioni legati da legame ionico (sali); Solidi covalenti, che sono costituiti da atomi legati fra di loro da legami covalenti. Solidi molecolari, che sono costituiti da molecole distinte congiunte tra loro da forze intermolecolari più deboli dei legami chimici. Solidi metallici, che sono costituiti da singoli atomi disposti regolarmente nello spazio, immersi in un “mare di elettroni”, di cui quelli più esterni sono molto mobili e condivisi da diversi atomi in modo adirezionale: 1.1.1. Gli atomi sono “impacchettati” strettamente nello spazio; 1.1.2. I cationi (nuclei + elettroni interni) sono sistemati in piani; 1.1.3. Gli elettroni più esterni si muovono liberamente, formando un “mare” di cariche negative. 10 Un caso eclatante di come la struttura influenza l’aspetto di un solido è rappresentato dal carbonio, il quale si può trovare in natura in due forme e proprietà completamente diverse: grafite e diamante. Quando si ha una stessa specie in cui gli atomi sono però legati in maniera diversa, si parla di forma allotropica. a) Nella grafite, i piani atomici di esagoni sono costituiti da C ibridati sp2 trattenuti tra loro da legami deboli. Si tratta di un solido untuoso, ovvero i diversi piani possono scorrere facilmente. Inoltre, la presenza degli elettroni non utilizzati nei legami chimici, fa sì che il C sia un conduttore. b) Nel diamante, ogni atomo di C è legato covalentemente ad altri quattro atomi mediante legami sigma assicurati da ibridi sp3. Questa struttura spiega la sua grande durezza e la sua proprietà di isolante. Recentemente, è stata trovata una terza forma allotropica del carbonio, ovvero il fullerene: si tratta di una famiglia di molecole, con 60 atomi di C e la sua struttura completamente chiusa è formata da esagoni e pentagoni di atomi di C condensati e produce una forma che ricorda quella di un pallone di calcio. Il nome del fullerene deriva dalla somiglianza tra la sua struttura molecolare e le strutture geodetiche ideate dall’architetto Richard Fuller. Il fullerene non esiste, però, in natura, ma viene sintetizzato chimicamente dall’uomo. Le fibre di carbonio, ottenute da del materiale plastico, se intrecciate insieme diventano una struttura molto forte e infatti vengono utilizzate per rinforzare altri materiali misti. Solido Unità base Forze operanti Proprietà Ionico Anioni e cationi Attrazione Duri, fragili, alta T di fusione elettrostatica (400, 3000°), pessimi conduttori di calore ed elettricità Covalente Atomi Legame covalente Duri, alta T di fusione (1200, 4000°), pessimi conduttori di calore ed elettricità Molecolare Molecole Forze di London, Molli, bassa T di fusione (-272, dipolo-dipolo, +400°), pessimi conduttori di legami idrogeno calore ed elettricità Metallico Ioni metallici Legame metallico Molli o duri, T di fusione immersi nel “mare variabile (-39, +3400°), buoni di elettroni” conduttori di calore ed elettricità 11 Si usa il termine allotropia per individuare forme diverse di sostanze semplici allo stato solido, mentre si parla di polimorfismo quando ci si riferisce a sostanze o miscele solide più complesse che possono presentare più forme cristalline. Ad esempio: Grafite e diamante sono forme allotropiche del carbonio; La calcite, la forma più comune e stabile, l’aragonite, meno stabile della calcite ma si forma più velocemente per poi evolvere in calcite, e vaterite, rara in natura, sono polimorfi del carbonato di calcio. Esempio del polimorfismo: un componente chiave del cioccolato è il burro di cacao, che a sua volta contiene un trigliceride derivato dall’acido palmitico, acido stearico ed acido oleico. Il burro di cacao cristallizza in almeno sei forme diverse, ognuna delle quali è caratterizzata da una struttura e da una T di fusione particolare. Se si fa fondere un pezzo di cioccolato e poi lo si fa solidificare si otterranno forme diverse, con un loro gusto diverso. Queste 6 forme vengono numerate: Forma Condizioni per ottenerla Note T di fusione (°C) I Raffreddare rapidamente Molle, scarsa consistenza 17,3 il cioccolato fuso (contiene 5 polimorfi) II Raffreddare a 2°C il Molle, scarsa consistenza 23,3 cioccolato fuso (contiene 4 polimorfi) III Solidificare il cioccolato Buona solidità, ma dotata fuso a 5-10°C (o di poco “schiocco” 25,5 mantenere la forma II a 5- (contiene 3 polimorfi) 10°C) IV Solidificare il cioccolato Buona solidità, ma dotata fuso a 16-21°C (o di poco “schiocco” 27,3 mantenere la forma III a (contiene 2 polimorfi) 16-21°C) V Solidificare il cioccolato Questa è la forma più fuso rimescolandolo lucida e deliziosa, dotata 33,8 (concatura) di un ottimo “schiocco” (solo polimorfo V) VI Mantenere la forma V per È la forma più stabile oltre 4 mesi a temperatura (solo polimorfo VI), ma ambiente anche quella meno appetitosa (responsabile 36,3 del colore biancastro del cioccolato “vecchio”). Troppo dura, si scioglie lentamente in bocca. Per temperare il cioccolato occorre seguire una sequenza di riscaldamenti e raffreddamenti ben precisa. Alla fine del processo di concatura il cioccolato è principalmente di tipo V. 12 1. CAMBIAMENTI DI STATO A temperatura elevata, l’energia cinetica media aumenta, e le particelle si muovono più velocemente e possono vincere più facilmente le attrazioni (gas) Se basse temperature, l’energia cinetica media diminuisce, le particelle si muovono a velocità minore e non riescono più a sottrarsi alle forze intermolecolari (solido). Il liquido si pone a temperature intermedie con un’energia cinetica media intermedia, in cui quindi le particelle si muovono meno velocemente che nei gas, ma più velocemente che nei solidi, e iniziano a vincere le forze di attrazione. LIQUIDO GAS Ad una certa T alcune molecole del liquido possono possedere un’energia cinetica sufficiente a vincere l’attrazione delle altre e passare in fase gas (evaporazione): a) Evaporazione di un liquido in un recipiente aperto: dopo un certo periodo di tempo il recipiente si svuota; b) Evaporazione in un recipiente chiuso: dopo un certo periodo di tempo si raggiunge un equilibrio liquido-vapore, che porterà a una pressione contro le pareti, chiamata tensione di vapore. Esempio: all’inizio nel recipiente è presente solo liquido, ma alcune molecole possiedono energia sufficiente per passare allo stato gassoso. L’evaporazione continua, ma alcune molecole allo stato gassoso perdono energia nelle collisioni e ritornano allo stato liquido. Si raggiunge così un equilibrio tra la velocità di evaporazione e la velocità di condensazione. La pressione esercitata dalle molecole in fase gas sulla superficie del recipiente si chiama pressione (o tensione) di vapore. La pressione di vapore dipende da: L’entità delle interazioni intermolecolari: più sono alte più sarà difficile per una molecola abbandonare la superficie del liquido; Temperatura: al suo aumentare aumenta la tensione di vapore. Quando la pressione di vapore di un liquido uguaglia la pressione atmosferica si verifica il processo di ebollizione (la temperatura di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore è uguale alla pressione atmosferica). LIQUIDO SOLIDO Se le molecole hanno un’energia cinetica così bassa da non potersi più svincolare le une dalle altre, i liquidi solidificano (temperatura di congelamento). Se invece passo da solido a liquido allora si parla di temperatura di fusione. Se sono allo stato liquido e raffreddo passo allo stato solido/ se sono allo stato solido e riscaldo passo allo stato liquido. SOLIDO GAS Se prendo la naftalina e la metto nei vestiti, lentamente nel corso del tempo, questa passa dallo stato solido allo stato gassoso, senza passare per lo stato liquido: questo fenomeno viene detto sublimazione, ed è importante per la naftalina perché se passasse allo stato liquido potrebbe intridere e quindi rovinare i vestiti. Lo stesso passaggio di sublimazione avviene per l’anidride carbonica solida (ghiaccio secco). Posso fare anche il passaggio opposto, quindi passare dallo stato gassoso allo stato solido, senza passare per lo stato liquido: questo fenomeno è detto deposizione e viene utilizzato per produrre i DVD: quel metallo sui DVD è alluminio: sul supporto plastico di un DVD viene fatto deporre un vapore di alluminio, che passa direttamente allo stato solido. 13 Esperimento sulla sublimazione e deposizione: sul fondo di un contenitore di vetro, chiuso da un pallone contente ghiaccio, è stato messo dello iodio solido. Al di sotto del contenitore vi è una fonte di calore. C’è quindi un punto ad alta temperatura e un punto a bassa temperatura. Se lo iodio solido viene scaldato, questo sublima e ciò si può notare dal fatto che in tutto il contenitore vi sono dei vapori e non si forma liquido. I gas di iodio salgono arrivando alla zona dove vi è il ghiaccio, e si crea un punto freddo in cui i vapori di iodio gassosi possono deporsi passando allo stato solido. GAS condensazione LIQUIDO solidificazione SOLIDO ebollizione o SOLIDO fusione LIQUIDO evaporazione GAS si deposizione si raffredda......e/o si raffredda aumenta la pressione GAS SOLIDO sublimazione si scalda......e/o si diminuisce la pressione SOLIDO GAS 14 TRASFORMAZIONE FISICA VS TRASFORMAZIONE CHIMICA Nella trasformazione fisica le molecole mantengono la loro natura e cambia solo lo stato della materia in maniera reversibile. Nella trasformazione chimica (reazione) le molecole dei reagenti si trasformano in quelle dei prodotti, spesso irreversibilmente. Esempio: ho un accendino usa e getta al cui interno vi è del butano C4H10: se io apro la valvola dell’accendino, il butano passa dallo stato liquido allo stato gassoso, e quindi ciò che esce dall’accendino sono molecole di butano gassoso con formula molecolare sempre C4H10 (questa è la trasformazione fisica); se invece agisco sulla rotella oltre che sulla valvola dell’accendino, la scintilla che faccio scoccare incendia il butano liquido producendo CO2 e H2O: in questo caso ho una doppia trasformazione, quella fisica da liquido a gas, e quella chimica da butano gas a CO2 e H2O. Altro esempio: prendo lo zolfo e lo riscaldo a 113°, sua temperatura di fusione, e le molecole di S8 (zolfo) passano dallo stato solido allo stato liquido, con un colore arancione, al cui interno ho sempre delle molecole con formula S8. Continuo a riscaldarlo portandolo a una temperatura superiore a 150° e a questo punto il liquido arancione diventa marrone e molto viscoso: a questa temperatura parte dello zolfo si è trasformato dando delle molecole che contengono sempre zolfo, ma con un numero di atomi di zolfo superiore a 8 e che sono caratterizzate da una temperatura di fusione più alta. Ottengo quindi delle molecole allo stato liquido, e alcune invece, quelle con una temperatura di fusione molto più alta, allo stato solido. Continuando a riscaldare, questa sostanza ritorna ad essere trasparente, sempre viscosa, ma molto più liquida: questo succede perché continuando a riscaldare le grandi molecole di zolfo con n>8 si rompono, dando vita a delle molecole con un numero di atomi di zolfo inferiore a 8: questa hanno una temperatura di fusione più bassa di quella dello S8 (8 a Sn