Giuliana GORRASI | Programma dettagliato corso di Chimica (1 anno)

PROGRAMMA DI CHIMICA DETTAGLIATO

Materia ed energia. Natura della materia. Proprietà fisiche e chimiche. Legge delle proporzioni definite. Legge delle proporzioni multiple. Teoria atomica di Dalton. Legge della conservazione della massa. Atomi e molecole. Massa atomica relativa. Concetto di mole. Numero di Avogadro. Massa molecolare. Formule minime e molecolari. Composizione percentuale di elementi nelle formule.

L’ATOMO: Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Modello di Thomson. Modello di Rutherford. Modello di Bohr. L’effetto fotoelettrico. Ipotesi di Planck. La natura ondulatoria dell’elettrone. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. La visione quantomeccanica dell’atomo. Modello di Schrodinger e funzioni d’onda. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche.

SISTEMA PERIODICO. Sistema periodico degli elementi e struttura elettronica. Dimensioni di atomi. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività.

LEGAME CHIMICO. Legame ionico. Modello di Lewis del legame covalente. Energia di legame. Lunghezza di legame. Formule di Lewis. Strutture limite di risonanza. Geometrie molecolari secondo la teoria VSEPR. Teoria del legame di valenza. Il legame sigma (s) e pi-greco (p). Legami doppi e tripli. Ibridazione degli orbitali atomici. Ibridazione. Teoria degli orbitali molecolari per H2 e He2. Legame metallico. Polarità delle molecole. Interazioni deboli: interazioni a idrogeno, dipolo-dipolo, di Van der Waals.

REAZIONI CHIMICHE. Aspetti qualitativi e quantitativi. Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Bilanciamento in ambiente ionico (acido e basico). Calcoli stechiometrici. Determinazione del reagente limitante.

STATO SOLIDO. Proprietà dei solidi. Classificazione dei solidi: covalenti, ionici, molecolari, metallici. Proprietà fisiche dei solidi. Proprietà meccaniche.

STATO GASSOSO. Le proprietà dei gas. Gas ideali. Legge isoterma, isobara, isocora. Equazione di stato dei gas perfetti. Miscele gassose ideali. Legge di Dalton.

STATO LIQUIDO. Proprietà dei liquidi. Viscosità. Tensione di vapore. Concetto di temperatura di ebollizione.

DIAGRAMMI DI STATO. Passaggi di fase ed equilibri fisici. Diagrammi di stato di acqua e anidride carbonica. Punto triplo e punto critico. Varianza. Regola delle fasi o di Gibbs.

SOLUZIONI. Sistemi dispersi. Solvente e soluto. Metodi per esprimere la concentrazione di una soluzione. Molarità. Molalità. Frazione molare. Soluzioni ideali. Proprietà colligative di soluzioni di non elettroliti: abbassamento della tensione di vapore, abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, pressione osmotica.

EQUILIBRIO CHIMICO. Concetto di equilibrio chimico. Costanti di equilibrio e loro significato. Legge di azione di massa. Quoziente di reazione. Equilibri omogenei in fase gassosa. Dissociazione termica di molecole gassose. Alterazione di un sistema all’equilibrio: principio di Le Chatelier.

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA. Acidi e basi. Definizioni di Arrhenius e Bronsted-Lowry. Sostanze anfotere. Autoprotolisi dell’acqua e Kw. Scale di pH e pOH. Neutralizzazione acido forte monoprotico-base forte. Acidi deboli monoprotici. Basi deboli. Ka. Kb. Relazione tra Ka e Kb di coppie acido-base coniugate. Equilibri di acidi deboli in acqua e basi deboli in acqua. Determinazione del pH.

ELETTROCHIMICA. Principio di funzionamento di una pila. Potenziale di elettrodo. Potenziale standard e elettrodo a idrogeno. Pile in condizioni standard. F.e.m. di pile in condizioni standard. Pile non standard. Equazione di Nernst. F.e.m. di pile in condizioni non standard. Pile a concentrazione. Verso spontaneo di una reazione redox che alimenta una pila.