MATERIALI DI IMPIEGO TECNOLOGICO ESSAMI: scritto: 1

MATERIALI DI IMPIEGO TECNOLOGICO
ESSAMI: scritto:
1°/ diagramme di stato Fe-Fe3C
2°/ curva TTTC40
15/09/08
Il sistema industriale senza materiali diventa un sistema virtuale.
La parte di un automobile in fase di assemlaggio finale sono:
-
Parte abitativa: scocca (), rivestimenti interni, plancia del cruscotto (tablo de
bord), sedili (siege), vetri
Motore: trasmissioni, ruote, sospensioni, freni
Generazione / tramissione / elaborazione dei segnali elettrici
SCOCCA: acciaio, lega (alliage) di alluminio
RIVESTIMENTI INTERNI: resine, pelle
PLANCIA DEL CRUSCOTTO: plastiche
SEDILI: tessuto, pelle, lega di Mg
VETRI:
laterali: temprati per rompersi in piccoli pezzi
Parabrezza: 2 lastre vetro con in mezzo un foglio di plastica e tiene
attaccoti i pezzi quando si frammentano.
MOTORE:
una parte di contenimento (composants): lega (alliage) di alluminio
Pistoni: i più leggeri possibili: lega di alluminio
Biella: trasmissione all’albero motore (arbre de transmission moteur): in
acciaio o in ghisa (fonte)
TRASMISSIONE:acciaio
RUOTE:
gomme : di gomma (ci sono infiniti tipo di gomma)
Armatura di fili di acciaio
Cerchione (jante): acciaio o lega di alliminio.
FRENI: un sistema di olio (pinze, pastiglie)
SOSPENSIONI:
ammortizzatori: acciaio cromato perché non si corrodano
(s’éroder)
Barre di torsione : acciaio
TRASMISSIONE: acciaio
1
ATOME:
Atome = nucleo (noyau) e elettroni (vagano interno del nucleo)
Elettroni non ruotano (tourne), vagano (erre): il movimeto è imprevedibile.
Ci sono delle zone di spazio nelle quali è più alta la probabilità di trovare l’elettrone.
Nucleo = neutroni + protoni
Massa
carica
Neutroni
1,00...
niente
Protoni
1
e+
Elettrone
1/185~0
e-
In un atomo neutro il numero di protoni è uguale al numero degli elettroni.
N°protoni: A numero atomico
Valore più piccolo: 1.
A noi interessano :
92 elementi presenti in natura (92= Uranio)
+ il plutonio e nettunio generato con esperimenti atomici.
2 isotopi: 2 elementi con diverso n° di neutroni.
Idrogeno : A=1
Isotopo con 1 neutrone: deuterio (deuterium)
Isotopo con 2 neutroni: trizio (tritium)
16/09/08
I materiali che possono essere usati dipendono dalle materie presenti nella Terra che
sono limitate.
Elementi più diffusi:
Ossigeno
46,6%
Silico
27,7%
Alluminio
~ 8%
Ferro
~ 5%
Vi sono perciò dei problemi nel reperimento (découverte) dei materiali.
(Il y a par conséquent des problèmes dans les découvertes des matières.)
Lo scelto dl materiale perciò da:
-
Le sue proprietà e caratteristiche
La sua reperibilità (disponibilità) (delle materie prime)
Il costo del reperimento.
2
LA SCIENZA E LA TECNOLOGIA DEI MATERIALI
Scienza studio di base della relazione tra la struttura atomica e microscopia dei
materiali e le loro proprietà.
Tecnologia plasmare (modeler) le strutture dei materiali in modo da avere delle
proprietà specifiche.
Proprietà dei materiali:
le proprietà più comuni sono:
-
La densità
La resistenza meccanica
La conducibilità termica e elettrica
La rigidezza
1. Densità: fissato un volume quel volume può esse più o meno pesante a..... dei
materiali.
2. Resistenza meccanica: è la resistenza che un materiale offre a sollecitazioni
esterne.
3. Conducibilità elettrica: capacità di condurre l’elettricità.
4. Rigidezza: indica come reagisce un materiale quando si tenta di fletterlo.
METALLI
DENSITÀ
CERAMICHE
PLASTICHE
RIGIDEZZA
METALLI
CERAMICHE
PLASTICHE
3
CONDUCIBILITÀ ELETTRICA
METALLI
PLASTICHE
CERAMICHE
RESISTANZA MECCANICA
CERAMICHE
METALLI
PLASTICHE
Si usiamo le plastiche anche se hanno caratteristiche inferiori agli altri materiali,
perché sono di facile produzione e hanno un costo ridotto.
I materiali ceramici sono quelli più cari da realizzare e hanno anche materie prime
costose e poco diffuse sulla terra e concentrate in zone .... da molti e perciò ... di
facile accesso. Ciò vale ... anche ... i metalli. Altro aspetto da considerare è la
riciclabilità.
Le materie plastiche non sono tutte riciclabili, ma ad oggi si cerca di passare
all’utilizzo di quelle riciclabili.
ATOMI
Distribuzioni legami (lien)
L’atomo in condizioni standard è neutro
n°protoni = n° elettroni
n° neutroni può variare all’interno dello stesso (m^) elemento non è caracterisante
isotopi atomi che hanno stesso n°e- et de p+ ma variante n° di neutroni.
4
Elementi chimici si differenziamo l’uno dell’altro per il n° di p+ e di e- che contengono
n° di protoni contenunti in un atomo : n° Atomico (A)
Unità di Massa Atomica (UMA):
1UMA = peso di 1/12 della massa dell’isotopo
12C
M(H) = 1,OO797UMA
M(U) = 238,03 UMA
M(C) = 12,01115 UMA
MODELLI ATOMICI
Modello di Bohr.
elettroni
nucleo
elettroni hanno una propria energia che varia in modo discreto.
Livelli energetici.
eV
Il modello di Bohr ci porta a dire che c’è una relazione tra i livelli energetici degli
elettroni e la loro distribuzione spazziale.
Gli elettroni che si muove all’interno della prima orbita sono qualli con energia
interiore.
L’energia degli elettroni aumenta all’aumenta della distanza del nucleo.
Lunedì 22 settembre 08
Numero atomico = numero di protoni del nucleo di un atomo.
Attorno al nucleo ci sono varie distcionziomi di probabilità di trovare un elettrone.
Nell’ H, se tracciamo un semirette uscente del nucleo la probabilità di trovare un’
elettrone sarà:
-
zero vicino al nucleo
-
zero all’ infinito
-
massimo nelle distanze media definite
5
Schéma 1:
ORBITALE da ORDITA come per i pianeti.
La regione di spazio in cui la probabilità di trovare un’ elettrone è max, viene detto:
ORBITALE.
ORBITALE  de orbita come per i pianeti
Inizialmente il modello atomico ere simile e quella planetaria.
He con l’evento del principio di indeterminazione di Heisenberg si è capito che non
ere possibile individua esattamente dove si troviamo gli elettroni de qui ORBITALE.
Per … orbitale si hanno 2 elettroni, che differiscono por il loro senso di notazione
intorno al se stessi (SPIN) che può essere concorde o discorde al senso di cotezione
intorno al nucleo.
ns= n° quantico di spin
ns= ½ ou – ½
L’orbitale con 2 elettroni viene detto saturo.
He presenta quasi sempre nel nucleo 2 protoni e 2 neutroni. Ciò significa che esso
ha una masse pari e quasi 4 volta quello dell’ H comune.
Unite di masse atomico : unite misura masse
Se considero un atomo con 3 protoni e 3 elettroni bisogne considera l’esistenze di un
secondo orbitale, perché il primo risulta satura.
Il secondo orbitale si trova al una distanza maggiore del nucleo rispetto al primo.
Per identificate i differenti orbitali sono stati introdotti 3 numeri quantici:
-
n = n° quantica principale, esso individua la distanza media del nucleo. …
mano che cresce n, cresce la distanza media dell’ elettone del nucleo.
-
l = s= n° quantico secondario o azimutale esso individua l’orientazione dell’
orbitale
-
m = n° quantico magnetico
n, s, m sono sempre valori interi. E la sequenza dei valori che possono amuniere è
differente.
Schéma 2:
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Relativi all’orbitale:
n = 1,2,3,4…
l = s = 0,1,2,3…. N-1
m = -l ,…,1,2,3…, l
I numeri quantici sono stati introdotti porche per il: principio di esclusione di Pauli.
Nell’orbito di uno stesso atomo non possono esistere caratterizzati della messa
sequenza di numeri quantici.
Perché se n, l, m sono uguali gli elettroni dello stesso orbitale saramo differenti per
SPIN. Ma perché lo SPIN puo valere solo ½ o -1/2 alloro in un orbitale ci sono solo 2
elettroni.
Es:
n= 1
l= 0
m= 0
atomo Li  3 elettroni: 2 nel I orbitale
II orbitale
II orbitale:
n= 2
in particolare
l= 0, 1
 se l=0  m=O
m= -1, 0, 1
 se l=1  m= -1, 0, 1
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Be: n° atomico 4  4 elettroni:
2 I orbitale saturo
2 II orbitale (completo)
Per capire la disposizione e il rempimento dei vari orbitali bisogno considerare
l’ENERGIA.
Si parte del presupposto che un natura la materia tende sempre al minimo di Energia
Potenziale.
Come per avviere nel campo gravitazionale delle terre, anche all’ interno dell’ atomo
avvicimandosi al nucleo l’energia Potenziale degli Eletroni diminuisa.
E perché l’energia potenziale è negativa, essa sarà minima quando il mo valore
assoluto sarà massimo.
Inoltre piu l’energia è bassa piu il livello energetico satrà e vice versa.
Il livello energetico piu basso é quello relativo al n° quantico principale uguale a 1,
n=1.
Il livello corrispondente al n=2 è piu in altro. Inoltro in … caso possiamo trovare 2
livelli energetici corrispondenti al l=0, l=1
Il n° quantico magnetico, m, non porta ad une differente livello di energico a meno
che non ponge l’atomo sotto un campo magnetico.
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Boro, B n° atomico = 5
Caratterizzati de l=1
a) 2, 1, 0
b) 2, 1, 1
c) 2, 1, -1
C (carbonio) n° atomico =6
 il piu carre… gli isotopi del C no 6 protoni e 6 neutroni
Si è definite come unità di lassa atomica la massa della dodicesima parte del C12
C: 1,0,0  2 elettroni
2,0,0  2 elettroni
2,1  2 elettroni che non mano nello stesso orbitale ma hanno = numero di Spin
-
2,1,1
-
2,1,0
-
2,1,-1
N: azoto
7= n° massa atomica
O: ossigeno 8= n° massa atomica 3 orbitali saturi
F: fluoro
9= n° massa atomica
N: neoni
n= 1 orbitali=1
n=2 orbitali 4  due con l=0 e due con l=1
l=0
l=1
9
Gli elettroni che si trovano con uguale n hano tutti la stessa distanza media del
nucleo.
n= 3
N
L
M
3
0
0
3
1
0
3
1
-1
3
1
1
3
2
0
3
2
-1
3
2
-2
3
2
1
3
2
2
Riempimento degli orbitali averi per completamento successivo sui quelli con energia
minore.
H  1s1
1: livello energetico
s: orbitale o sottolivello energetico
He 1s2
Principio di esclusione di Pauli
 in ogni livello o sottolivello energetico possono trovarsi al max due elettroni
s  forma sferica e perciò gli … possono muoversi solo attorno/lungo la calotta
sferica, lungo una sola direzione
P forma di 3 doppie pote orientate lungo i tre assi, perciò gli elettroni si
muovano lungo diversioni differenti (3)
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Piu ci si distanzia dal nucleo piu l’elm avre libertà di muoversi, da tale libertà si puo
pensare derivino i differenti sollolitelli energetici e i differenti orbitali essistanti.
Li  1s2, 2s1 2p0
Be  1s2, 2s2
B  1s2, 2s2 2p1
C 1s2, 2s2 2p2
Per semplificare si puo scrivere anche
solo la configurazione dell’ultimo livello
energetico
Ne 1s2, 2s2 2p6
completamento dei primi 2 livelli energetici
Na  1s2 2s2 p6 3s1
Mg  1s2 2s2 p6 3s2
Al  1s2 2s2 p6 3s2 p1
Si  (Ne) 3s2 p2
P  (Ne) 3s2 p3
S  (Ne) 3s2 p4
Cl  (Ne) 3s2 p5
Ar  (Ne) 3s2 p6  8 eK  (Ar) 4s1
Ca  (Ar) 4s2
Man mano de mi allertano del nucleo gli orbitali s hanno comunque un livello
energetico piuttosto basso, minate di quelli precedenti es (4s<3d). inoltre il salto
energetico de un livello all’altro diminuisse.
N° quantico
Sc  (Ar) 3d1 4s2
Ti  (Ar) 3d2 4s2
Fe  (Ar) 3d6 4s2
Ni  (Ar) 3d8 4s2
Cu  (Ar) 3d10 4s1 ruba un e- all’orbitale 4s e mette 2 e- nel 3d.
Zn  (Ar) 3d10 4s2
Ga  (Ar) 3d10 4s2 p1
Kr  (Ar) 3d10 4s2 p2
Sr  (Kr) 5s2
Y  (Kr) 4 d1 5s2
In  (Kr) 4d10 5s2 p1  prima si riempe il 5p e poi il 4f
I  (Kr) 4d10 5s2 p5
Xe  (Kr) 4d10 5s2 p6
Cs  (Kr) 6s1  prima si riempie il 6s e poi il 4f e il 5f e il 5d
Hf  (Xe) 4f14 5d2 6s2
Hg  (Xe) 4f14 5d10 6s2
Te  (Xe) 4f14 5d2 6s2 p1
Rn  (Xe) 4f14 5d2 6s2 p6
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Fr  (Rn) 7s1
Re  (Rn) 7s2
Ac (Rn) 6d1 7s2
La configurazione elettronica da origine alle caratteristiche degli elementi.
Tutti gli elementi, trave i gas mobili, tendono al raggiungere la configurazione
elettronica dei gas mobili combinandosi tra.
Elettropositivo  elemento che tende a perdere elettroni per raggiungere la
configurazione elettronica del gas mobile piu vicino.
Es. Na  tende a perdere e-  Ne
Perdendo un e- si carica positivamente divenendo uno IONE (+ o -)
Elettronegativo  elemento che tende a catturare elettroni per raggiungere la
configurazione elettronica del gas mobile piu vicino
Es Cl  acquisite e-  Ar
Catturando un e- si carica negativamente divenendo uno IONE.
Ioni di segno opposto si attraggono formando un COMPOSTO.
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Più l’elettronegatività è alto maggiore è la tendenza dell’elemento a acquistare
elettroni.
L’elettronegatività decresce lungo l’asse verticale, al crescere del periodo poiché il
raggio dell’elemento cresce e la forza di attrazione del nucleo e minere.
Dati due elementi
A B di elettronegatività Xa, Xb allora
Ι Xa-Xb Ι  indica il tipo di legame che si crea Ι Xa-XbΙ ≤ 2  legame IONICO
Legame IONICO = due atomi si scambiamo elettroni caricandosi e divenendo ioni e
pos si attraggano.
Xq-XNe
3,1 – 0,3= 2,2  legame ionico
Tra alcalini e alogeni si formano “perlo più “ legami ionià.
CO2
Ι Xc –Xo Ι
2,5 – 3,5= 1
Ι Xa-Xb Ι < 2  legame COVALENTE
Se A e B sono due non metalli o un non metallo e un metallo e la loro differenze di
elettronegatività è <2 allora si forme un legame covalente.
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Teli elementi mettono in come degli elettroni. Gli elettroni dell’atomo di … elemento si
DELOCALIZZANO vagando anche attorno all’altro elemento, creando una …
elettronica comune.
-
Legame COVALENTE PURO
Xa=Xb
Xa-Xb=Ø  atomi dello stesso elemento (O2)
-
Legame COVALENTE POLARE
Xa≠Xb  atomi diversi
A+ B-
Xb>Xa
L’elemento più elettronegativo attirerà maggiormente gli elettroni mesi in comune e
sarà perciò “carico negativamente”
-
Legame METALLICO  Ι Xa-Xb Ι < 2
Il legame metallico, che si instante tra due metalli è determinato dello NUBE
elettronica che avvolge i nuclei positivi dei dello stesso elemento.
-
Legami chimici Primari:
-
Solido Ionico: composto dei atomi legati da un legame ionico. Tali solidi ionici
non trasmettono corrente, poiché non ci sono CARICHE LIBERE, non
conducono bene mappare il CALORE. Inoltre se si applica uno sforzo di taglio,
il materiale non si deforma, ma si spezza in modo fragile.
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-
Solido COVALENTE: atomi legati da un legame covalente, facilmente
spezzabile. Non ci sono CARICHE ELETRICHE LIBERE un es di solido
covalente è il diamante.
-
Solido METALLICO: atomi legati da un legame metallico sono degli OTTINI
CONDUTTORI. Se si applica uno Sforzo di taglio grazie alla nube elettronica il
solido metallico si deformico.
Legami covalenti:
legami tra non metalli.
Un esempio è deto da 2 atomi di F che si combinano mettendo insieme un e - e
raggiungendo la stabilità.
Quando si combinano, gli orbitali si ibridano divendo di tipo sp3 e in tale modo gli
elettroni dell’orbitale 2s e dell’orbitale 2p avrano lo stesso livello energetico.
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Gli orbitali e perciò gli elettroni si dispongono lungo le congiungti del centro ai vertici
di un tetraedro. Nel centro si troverà il nucleo.
L’angolo che si forme tra le congiungenti vale 109°.
Se si considere l’ossigo la tuazine cambia:
Quando si combinano 2 O, gli orbitali si trasformano nelmodo seguente:
l’angole che si forma tra gli orbitali in tale caso sarà di 100°
Se invece consideriamo una molecola H20 l’angolo di 109° tra gli orbitali si
ripresenta:
stessa situazione si presenta nel CH4  tale molecola è piuttosto compatta.
Il carbonio si presentasotto varie forme, come diamante, come grafite. Ciò che differisce tali
diffenti forme del medesino elemento è la struttura molecolare (HORFOLOGIA)
Diamante: tetraedro perfetto.
Grafite: essa presente 3 legami du uno stesso piano formanti angoli di 120°. Tali atomi di C
formano poi un legame con atomi di C pozionati o su un piano superiore o su un piano
inferiore. C’è perciò una forza di legame più alta tra atomi di C ... e un’energie più bassa tra
atomi posti su piani diversi.
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Un altro esempio di struttura tetraedrica è l’ammoniaco NH3
NH4+  ammonio  presenta 3 legami covalenti e un legame covalente d... (N da due e- a
H+)
Come si legamo le molecole per formare i solidi?
... le molevole si viene a creare un legame o anche forza di Van Der Waals.
Tali forza di Van der Waals si creano tra il nucleo di una molecola e gli e- di un’altra. Esse
ammentano con l’... del peso molecolare.
Tali forze proporzionali al peso molecolari si ritrovano dal es. Tra molecole di F, Cl, Br, I
F
Cl
Br
I
Massa At.
19
35.5
80
125
Massa Mol.
38
71
160
254
Tfusione
-219
-101
-7.2
113.7
Tebu
-188
-34
58
183
Gli atomi sono statici solo allo zero assoluto. Le vibrazioni degli atomi attorno alla
posizione di equilibrio aumentano all’aumentare della temperatura. Tale agitazione e
“movimento molecolare” determina i vari stati delle materie.
Poiche le forze di Van der Waals aumentano ell’aumentare della massa molecolare
degli alementi allora anche la temperature di fusione ed ebollizione saranno maggiori
per gli elementi con massa molecolare maggiore. Infatti, tali elementi richiedevano
un’energie/una forza maggiore per allontanare (éloigner) le molecole l’una dalle altre
e spezzare (couper) / indebolire (affaiblir) le forze di Van der Waals.
Tale schema ci mostra le relazione massa molecolare e temperature di fusione o di
ebollizione ed inoltre (de plus/ en outre) anche lo stato degli elementi a temperatura
ambiente.
L’acqua (H2O) presenta una situazionedel tutto particolare in fatti l’angolo di 109°
presente tral’O e l’H rende la molecole ..., in quanto la massa dell’O e più grande ed
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attiva maggiormente (en plus) gli e- carica cosi megativariente. Si instantano cosi dei
deboli legami electrostatici tra le parte carica positivemente e le parte negativamente
de due molecole. Tali legami ... detti legami ad idrogeno.
Il legame ad idrogeno risulta più forte del legame di Van der Waals e ciò spiega
perchè l’H2O presenta una temperatura di fusione e di ebolizzione maggiore di quelle
del F.
Si può perciò affermare che le forze intermolecolari sarano più forti tra gli elementi
polari (Butano, Propano)
LE 6/10/08
Composti inorganici:
He + O  ossidi
Sono i composti inorganici più diffusi in nature.
Gli elementi che si legano con l’ossigeno possono avere più n° di valenza e legarsi in
modi differenti all’ossigeno dando vita a più composti.
N° ossidazione : indica il n° di e- che l’elemento acquisto o cede per raggiungere le
conformazione del gas raro più vicino.
Non metallo + O  anidride.
Es: CO2 anidride carbonica.
Ossido può reagire con H2O
 HeO + H2O  idrossido (base) He(OH)
Ossido
sono detti “idrossido di...”
Ca(OH)2: idrossido di calcio
Li(OH)2 : idrossido di litio
Na(OH) : idrossido di sodio
Fe(OH)2: idrossido ferroso
Fe(OH)3 : idrossido ferrico
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 Anidride + H2O  ACIDO
1. Acido ossigenato
2. Idracido ( HF  acido fluoridrico ; HCl  acido cloridrico)
Nomenclatura Acido ossigenato
HClO2 acido cloroso
HClO3 acico clorico
Acidi sono i composti che maggiormente aggrediscono i metalli.
Se Basi (idrossidi) sono contenute nei ...
 Sali  acidi in cui l’idrogeno è sostituito da un metallo
NaCl  cloruro di sodio
NaF  fluoruro di sodio
Dagli acidi ossigenati ai Sali.
H2SO3
 Na2SO3
Acido solforoso
solfito di sodio
H2SO4

Acido solforico
Na2SO4
solfato di sodio
Gli elementi vengono rappresentati sottoforma molecolare
O2 , H2
Peso molecolare:
O2 : M(O2) = 2x16 = 32
NaCl : M(NaCl) = 23 + 35 = 58
Na2SO4 : M (Na2SO4)= 2 M(Na) + M(S) + 4M(O) = 142
Il peso molecolare è detto della somma pesata delle componenti atomiche.
GRAMMOATOMO  quantità in grammi di un elemento pari alla sua massa atomica.
Es: O  p.a = M(O) = 16 GRAMMOATOMO O=16
MOLE  quantità in grammi di un composto / molecole pari al suo peso molecolare
M(NaCl) = 58  Mole NaCl = 58g
In un grammoatomo di un elemento ci sono molti atomi sempre nello stesso numero detto
Numero Avogadro (6,02 . 1023)
Li2O
+ H2O  2 Li (OH) coefficienti stechiometrici
Ossido + H2O  idrossido
Acido Solforico
H2SO4 :
M(H2SO4) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 98
Perccentuale in peso di H
%H = 2 M(H)
x100 = 2,06%
M(H2SO4)
%S = M(S)
x 100 = 32,63%
M(H2SO4)
19
%O= 4M(O)
x100 = 65,25%
M(H2SO4)
Conoscendo le % in peso posso conossere le quantità in grami degli elementi per ottenere il
composto.
LE 7/10/08
Le reazioni chimiche
Le reazoni chimiche sono processi attraverso i quali si formano i composti.
Si rappresentano attraverso eq. Chimica.
A+B
 C+D
Reagenti
Prodotti
Le eq chimiche forniscono informazioni di tipo:
 Qualitative (tipo di elementi che reagiscono)
 Quantitative (attraverso il bilanciamento dell’eq.) avrero inserendo i corretti coefficienti
stechiometrici. Il n° di atomi dei singoli reagenti deve essere uguale al n° di atomi dei
prodotti, secondo il principio di Lavoisier (nulla si crea, nulla si distengge)
Es. Bilanciamento:
Na2SO4
+
BaCl2

BaSO4
+
Solfato di sodio
cloruro di bario
solfato di bario
Si incomincia con elementi differenti del O e H
2H3PO4
+
Acido fosforico
3Ca(OH)2
idrossido di calcio

2NaCl
cloruro di sodio
Ca3(PO4)2
+
fosfato di calcio
6 H2O
acqua
2CrO3 + H2O  H2Cr2O7
CrO3 : anidride cromica
Il Cr è un elemento di transizione ed ha un comportamento anfotero. In tale caso si comporte
come non metallo.
Na2CO3
Carbonato di sodio
+
2 HCl

acido cloridrico
2 NaCl
+ H2O + CO2
cloruro di sodio
anidride carbonica
Reazioni chimiche reversibili
A+B
C+D
Le reazioni reversibili vano in direzione vs. Prodotti e nell’altre vs. Reagenti
contemporaneamente, a temperatura e pressione costante.
... passato il transitorio iniziale in cui avendo solo i reagenti la reazione si dirige vs i prodotti a
temperatura e pressione costante la reazione si equilibria e vede una continua transizione tra
A+B e C+D
Se modifico T e P dopo un altro periodo di transito si taggiengere nuovamente l’eq, che
risulta differente dal precedente.
Nella situazione di equilibrio la velocita di reazioni in ... i sensi è costante. Viene perciò detto
“equilibrio dinamico”
Equilibri eterogenei : reagentie prodotto fasi diverse
Equilibri omogenei: sono riferiti a una reazione chimica reversibile del tipo: A + B
C +D
In cui i vari reagenti e i vari prodotti , o maglio tutte le specie appartengono allo stesso stato
fisico.
Gli equilibri omogenei sono i più interessanti.
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Legge di azione delle masse
Legge che governa equilibri omogenei.
In un eq chiico omogeneo a pressione etemperatura costante, il rapporto tra il prodotto della
concentrazione dei prodotti e del prodotto della concentrazione dei reagenti è Costante.
La concentrazione i quantità di una specie o elemento in un volume. Essa è espressa in [g/L]
o [mol/L]
K = f(p,T) = cost
La cst K è dipendente della temperature e della pressione.
T1  k1
T2  k2
Equilibri liquidi :
AB
A+ + BNaCl
Na+ + Cl-
La formula si trasforma in tale modo quando solo una minima parte di [AB] si dissocia.
Caso particolarmente interessante è quello dell’H2O
a
p= 1atm e T=24,5°C
Kw = 10-14 mol2. L-2 = [ H+] . [OH-]
Quando [ H+] = [OH-] la soluzione sarà neutra
La neutralità di una soluzione è espresso dall’ indicatore pH
pH = -log10 [A]
Nel caso specifico dell’acqua sarà:
pH = -log10 [ H+]
Ma poichè [ H+] . [OH-] = 10-14
E dato che tali concentrazioni sono uguali si può dire che sono ... a 10-7
pH = -log10 10-7
pH = 7
21
Essendo [ H+] . [OH-] ma soluzione neutra ... una soluzione di tale tipo ogni volte che ho
pH=7
Le 13.10.08
CHIMICA ORGANICA: chimica dei composti del carbonio
Atomo di carbonio danno origine a diversi legami tutti di natura covalente.
Tra due atomi di C posso avere legami simplici, doppi o tripli :
C: 1s2 2s2p2.
I tipi di legame che si sono dovuti all’Ibridazione
Ibridazione:

sp3 : 4 orbitali equivalenti tra di loro. Distrib tetraedrica.
Logame simplice

sp2 : 1s + 2p  3sp2/1p
legame π :più facile da rompere
legame doppio
22

sp : 1s + 1p  2sp /2p legame doppio o triplo
Peculiarita dei composti del C:
1.
Possibilità di formare legami singoli, doppi o tripli
2.
3.
Molti atomi di C si possono legare tra di loro
Gli atomi di carbonio possono legarsi tra di loro per formare catere lineari,
catene ramificate oppure anelli chiusi.
Legame semplice
Legame doppio
Legame triplo
Energia legame
348 kJ.mol-1
615 kJ.mol-1
812 kJ.mol-1
Stabilità chimica
Quando è dificile
di rompere legami
Isomeria : “parti uguali”
23
1.
Di catena (struttura):
formula bruta: C4H10
2.
Di posizione:
3.
Stereo isomeria:
Nomenclatura degli idrocarburi:
Sono derivati del petrol, dai gas (risorce fossile)
Regole:
1.
Catene lineari e ad anello
2.
Presenza di legami semplici : idrocarburi “saturi”
3.
Presenza di legami doppio o tripli : idrecarburi “insaturi”
Alcani: idrocarburi saturi a catena lineare
14/10/08
Legami e solidi derivanti:
solido ionico
Struttura CUBICA CORPO CENTRATA
Identificata della:
Cella centrata cubica: talle cella elementare ripetuta parallelamente a ... in tutte le
direzioni dello spazio consente dicostruire il Cristallo originale.
Gli atomi nei vertici sono 8 e condivisi da 8 celle. Più l’atomo al centro indica il n° di
atomi per cella.
24
N = Nv + Nc
8
Questa non è la disposizione che mi permette di occupare al meglio lo spazio. Essa
cui consente di ottenere il 68% di occupazione.
CELLA CUBICA A FACCE CENTRATA (CFC) o Facce centric cubic (FCC)
4 atomi per cella. L’occupazione in questo caso è del 52%.
Abbiamo 8 atomi sui vertici
5 atomi sulle facce del cubo
CELLA ESAGONALE COMPATTA
Al centro dei prismi : 1 - 3 – 5
L’occupazione in questo caso è del 72%
14 atomi + 3 = 17 atomi.
Stiammo vista rispetto alla diagonale 1 14
Piano con repetizione in base alla
disposizione degli atomi su questi ABCA
Cella esagonale compatta ... resistanza all’urto, inferiore a quella della cella faccie
centrata.
25
Lo zinco cristalliza in forma di esagonale compatta.
Acciai solidi cristallini con forma di cella a corpo centrata essi sono auttivi a
temperatura ambiente.
La disposizione degli atomi distingue i metalli.
 Duttili (CFC)
 Fragili (es. Compatto).
20/10/08
NOMENCLATURA DEI COMPOSTI ORGANICI
IDROCARBURI:
1. Composti di C , H
2. Idrocarburo puo essere saturo se contiene solo legami semplici
3. Puo essere insaturo se contiene legami dopi o tripli
4. Puo avere catena lineare o ad anello
Alcani
Idrocarburi saturi a catena lineare (def piu generale) lineare: completamente lineare o
con ramificazione.
26
I primi quattro composti delle serie prendono nomi comerciale:
1) Met ano
CH4
2) Et ano
C2H6
3) Prop ano
C3H8
4) But ano
C4H10
Particolari: desinenza –ano
Sono tutti gas presente nella natura. Utisano come gas di combustione: sono
inodoro.
I composti succesivi non hanno un nome comerciale prendono il nome da suffiso
greco che indico il n° di atomi C più –ano. (desinenza tipica degli alcani)
5) Pent ano
C5H12
6) Es ano
C6H14
27
Significa l’ibridazione sp3
Le due sono uguale e corrette
Alchile:
qualcunque alcano puo perdere un atomo di idrogeno
reazione
metano:
gruppo funzionale  insieme di atomi che hanno almenoperduto un atomo.
“Alc ano”
“alch ile” : gruppo funzionale
Perde 1 atomo d’idrogeno
Met ano
met ile
CH3 – CH2
et ano
et ile
4 - metil – ott ano
28
2 – et il , 4 – propil, 6,8 – dimetil – dec ano
O
2 – etil, 4 – propil, 6-metil , 8 – metil – decano
3,5,5 – trimetil, 3 – etil – ottano
Alcheni :
Idrocarburi insaturi contenenti legami doppi e aventi catena lineare
1) Et ene o etil ene
2) Prop ene o propil ene
3) But ene
Posizone della doppia legame
2 – butene
1 – butene
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4) Pentene
1 – pentene
2 – pentene
3 – eptene
2 , 4 ept andiene
Tre legami doppi : - triene
Quattro legami doppi :
-tesseraene
Alchimi:
idocarburi insaturati conlegami tripli e catena lineare
1) Etino o acetilene
2) Propino
Cicloalcani:
idrocarburi saturi con organisazione ciclica de la catena
ciclopropano
formazione del nome: ciclo – nome alcano diriferimento.
30
Ciclo esano
Cicloalchili:
Cicloalcheni:
ciclo esantriene
“benzene”
legami doppi delocalizzati.
Anello aromatico
Metil – benzene
toluene
Etil – benzene
Vinil – benzene
Oppure stirene
Naftalene
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