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CORSO DI CHIMICA

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CORSO DI CHIMICA
Lezione del 11 Marzo 2014
C.I. Chimica/Tecnologia dei
Materiali
Peso Atomico e Molecolare
• Il peso atomico di un elemento è il peso in uma
della miscela isotopica con cui l’elemento è
presente in natura
• Il peso molecolare di una sostanza è dato dalla
somma complessiva degli atomi di ogni
elemento presente nella sua formula
molecolare.
Peso Atomico e Mole
• Si può pertanto generalizzare che il peso di una
mole di qualunque elemento è pari al suo
peso atomico espresso in grammi.
• Analogamente il peso di una mole di molecole
di qualunque sostanza è pari al peso in
grammi corrispondente al peso molecolare.
Applicazioni Pratiche
Immaginiamo di avere la comune reazione di
combustione del gas di città (Metano, CH4):
CH4 + O2  CO2 + H2O
Ma questa non è l’unica reazione del metano con
l’ossigeno, si può anche avere:
CH4 + O2  CO + H2O
Bilanciamento delle Reazioni
• Per poter capire quali sono le condizioni in cui
possono avvenire le due reazioni, si deve
procedere a quella operazione fondamentale
che è:
Il Bilanciamento delle Reazioni
Chimiche
Legge di Lavoisier
• Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella
realtà alla legge di Lavoisier (o legge della
conservazione della massa):
• Nel corso delle reazioni Chimiche, la
massa si mantiene costante
Coefficienti Stechiometrici
• La conseguenza di tale legge è che anche la
formulazione schematica della reazione deve
rispecchiare questa proprietà fondamentale.
• Si devono pertanto introdurre dei numeri che
moltiplichino intere formule chimiche al fine
di avere un ugual numero di atomi della stessa
specie chimica sia tra i reagenti che i prodotti.
Questi coefficienti sono detti
“STECHIOMETRICI”
Bilanciamento delle Reazioni
• Nei casi più semplici, specialmente se sono
indicati tutti i reagenti ed i prodotti, si
possono seguire due semplici regole:
• Bilanciare per primo l’elemento che compare
nel minor numero di formule.
• Bilanciare per ultimo l’elemento che compare
nel maggior numero di formule.
Applicazioni Pratiche
Consideriamo la nostra prima reazione:
CH4 + O2  CO2 + H2O
Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2
formule, come H, mentre O compare i 3
formule. Proviamo a bilanciare C ed H:
1 CH4 + O2  1 CO2 + 2 H2O
Rimane da bilanciare O:
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
Applicazioni Pratiche
Consideriamo la nostra seconda reazione:
CH4 + O2  CO + H2O
Il C, tra reagenti e prodotti compare in 2
formule, come H, mentre O compare i 3
formule. Proviamo a bilanciare C ed H:
CH4 + O2  CO + 2 H2O
Rimane da bilanciare O:
CH4 + 3/2 O2  CO + 2 H2O
Applicazioni Pratiche
Poiché le molecole reagiscono come oggetti interi,
è preferibile non fare comparire coefficienti
stechiometrici non interi, per cui:
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
Confrontando questa reazione con la prima:
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
Si nota come il punto chiave è il rapporto
tra molecole di metano ed ossigeno: più si
abbassa questo rapporto e più è favorita la
formazione di CO.
Applicazioni Pratiche
Diventa vitale capire quali sono a livello
macroscopico, gli interventi atti a favorire la
prima reazione (quella che porta a CO2):
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
La stechiometria della reazione dice che 1
molecola di metano ha bisogno per reagire
di 2 molecole di ossigeno. Applicando la
definizione di mole si può dire che UNA
mole di CH4 ha bisogno di DUE di moli di
ossigeno.
Applicazioni Pratiche
Diventa vitale capire quali sono a livello
macroscopico, gli interventi atti a favorire la prima
reazione (quella che porta a CO2):
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
Rispetto alla seconda (quella che porta a CO):
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
Dalle molecole ai grammi
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
• Se 1 mole di CH4 ha bisogno di 2 moli di O2,
dato che una molecola di metano pesa
16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si
può concludere che ogni 16,043 g di metano
occorrono 64 g di ossigeno
Dalle molecole ai grammi
2 CH4 + 3 O2  2 CO + 4 H2O
• Se 2 moli di CH4 hanno bisogno di 3 moli di
O2, dato che una molecola di metano pesa
16,043 uma ed una di ossigeno 32 uma, si
può concludere che ogni 32,086 g di metano
occorrono 96 g di ossigeno
Struttura dell’Atomo
Le evidenze sperimentali avevano portato alla
fine del XIX secolo a concludere che l’atomo,
particella fondamentale della struttura della
materia, era costituito da un nucleo, in cui si
addensa tutta la massa dell’atomo, immersa in
una nuvola di carica negativa costituita dagli
elettroni in movimento.
Questo modello presentava due aspetti
contraddittori a cui era difficile dare una risposta.
Legge di Coulomb
• Due cariche elettriche ferme si respingono o si
attraggono con una forza che è direttamente
proporzionale al prodotto delle intensità delle
cariche ed inversamente proporzionale al
quadrato della loro distanza:
F = k q1q2/r212
dove q1 e q2 indicano l’intensità delle cariche,
r21 indica la distanza tra le cariche e k è una
costante per tenere conto delle unità impiegate.
• Nel nucleo coesistono, a distanze molto
piccole, particelle (protoni) con la stessa
carica elettrica. La legge di Coulomb faceva
prevedere delle repulsioni elevate tra cariche
dello stesso segno

Al contrario, particelle di segno opposto
(protoni ed elettroni) si trovano a grande
distanza, relativamente alle loro dimensioni,
le une dalle altre.
Struttura Atomica

Cominciamo ad esaminare il problema del
nucleo.

Poiché non vi è nessuna evidenza sperimentale
che la legge di Coulomb non valga a livello
atomico (vedasi l’esperimento di Rutheford),
bisogna ipotizzare la presenza di un’energia
che contrasti la tendenza dei protoni a
respingersi e li costringa a stare stabilmente a
distanze molto piccole.
Massa - Energia
Dalla teoria della relatività, Einstein
ricava la relazione tra massa trasformata
ed energia ottenuta:
E = M x c2
Dove c è la velocità della luce nel vuoto
(circa 3,00x108 ms-1)
Difetto di Massa
Massa 16O = 15,994915 uma
Massa 8 neutroni + 8 atomi di idrogeno =
16,131920 uma
Differenza = 0,137005 uma pari a 2,275x10-28 kg
Energia Nucleare
Equazione di Einstein E = mc2
1 UMA = 1,6605402x10-27 kg
c = 3,00x108 ms-1
E = 1,6605402x10-27 kg x (3,00x108 ms-1)2
1 UMA = 1,4924x10-10 J
Energia e difetto di massa
• Il difetto di massa misurato per un atomo di
16 O è: 0,137005 uma
• Da cui: 0,137005 uma x 1,4924x10-10 J / uma
• Convertendo tale quantità di massa in energia
si ottiene: 2,0425x10-11 J
Fusione Nucleare
21H + 21H ==> 42He
2 x Massa 21H - Massa 42He = 0,03037 uma
0,03037 uma x 1,4924x10-10 J = 4,5324x10-12 J
Energia e difetto di massa
• Con 4,5324x10-12 J (la quantità di energia
corrispondente al difetto di massa generato
da un evento di fusione nucleare) non si
riuscirebbe ad alzare da terra un pallone da
calcio più di 1x10-12 m!
Energia Nucleare
Consideriamo l’energia generata dalla
produzione di una mole di atomi di 4He (4 g).
L’energia contenuta in una mole 4He è data da:
4,5324x10-12 J x 6,022x10+23 = 2,73x1012 J
Occorrono circa 2600 J per scaldare e
vaporizzare 1 g di acqua. L’energia contenuta
in una mole di 4He (4 g) è sufficiente a
vaporizzare circa 1040 tonnellate d’acqua.
Energia Nucleare
Per produrre energia si bruciano combustibili fossili
sostanzialmente costituiti da molecole contenenti C
ed H. Mediamente si osserva che:
Combustione C ==> 4x105 J per mole di C
Fusione Nucleare ==> 2,73x1012 J per mole di 4He
La produzione di 1 g di 4He libera un’energia
equivalente alla combustione di 1700 kg di C.
Fissione Nucleare
23592U +10n  9035Br + 14357La +
3 10n
Energia liberata ==> 1,8x1013 J per mole di U
23592U +10n  9035Br + 14357La + 3
10n
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