Chimica generale Prof. Mario Piccioli

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1 Chimica generale Prof. Mario Piccioli PROGRAMMA Il modello atomico della materia. Gli individui chimici. Miscele omogenee ed eterogenee. Composti e sostanze elementari. Gli elementi. Le formule delle sostanze. Le molecole. Struttura dell atomo.isotopi. Unità di massa atomica relativa. Peso atomico relativo e medio. La mole. La costante di Avogadro. I rapporti ponderali tra moli, massa e peso molecolare. Modello strutturale dell atomo. Radiazione elettromagnetica. Radiazione elettromagnetica ed elettrone. Quantizzazione dell energia. Principio di indeterminazione di Heisemberg. Esempi sul principio di indeterminazione e sulla natura ondulatoria della materia. Equazione di stato. Le soluzioni dell equazione di stato per l atomo di idrogeno. Lo spettro dell atomo di idrogeno. Gli orbitali dell atomo di idrogeno. Numero quantico di spin. Atomi polielettronici. Riempimento degli orbitali atomici. Per gli atomi polielettronici. Le proprietà periodiche. La tabella periodica degli elementi. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Dimensioni atomiche. Metalli e non metalli. Il legame. Il legame chimico. Legame covalente nelle molecole biatomiche. Energia e distanza di legame. Sovrapposizione degli orbitali atomici. Legame s e legame p. Esempi. La geometria ed il legame nelle molecole poliatomiche. Modello VSEPR: la regola delle repulsioni delle coppie elettroniche. La geometria molecolare in CH4, NH3, H2O. La regola dell ottetto. Le formule di struttura. Criteri per la determinazione delle formule di struttura. Polarità dei legami. Elettronegatività. Polarità di legame e legami ionici. La risonanza nelle formule di struttura. Formule limiti. Contributo relativo delle formule limite alla descrizione delle struttura molecolare. Energia di legame. Il legame ionico. Il reticolo cristallino. Energia reticolare ed energia di dissociazione. Metalli e non metalli. Legame

2 metallico. Forze intermolecolari. Interazioni di Van der Waals. Dipolo elettrico. Momento di dipolo elettrico. Dipoli istantanei e dipoli indotti. Forze di interazione tra dipoli istantanei. Polarizzabilità. Le molecole polari e l interazione per orientazione. Il legame a ponte di idrogeno. Relazione tra stato di aggregazione e energia del legame intermolecolare. Stechiometria. Significato quantitativo delle formule. Il numero di ossidazione. Numero di ossidazione ricavato dalle formule minime. Periodicità del numero di ossidazione. Reazioni chimiche. Bilanciamento della reazioni chimiche. Reazioni di ossido-riduzione. Agenti ossidanti e riducenti. Significato quantitativo delle reazioni chimiche. Nomenclatura. I nomi ed i simboli degli elementi. I gruppi ed i periodi della tabella periodica. I composti binari. Ioni mono e poliatomici. Acidi. Sali. Nomenclatura sistematica e nomenclatura tradizionali. Acidi poliprotici, tioacidi, perossocomposti, sali misti. Stato gassoso e stato liquido. Definizione dei gas ideale. Equazione di stato. Leggi dei gas. Definizione di temperatura assoluta. Volume molare. Miscele di gas. Frazione molare. Pressione parziale ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas. Stato Liquido. Proprietà dello stato liquido. Modello strutturale dei liquidi. Transizioni di stato. Aspetti termodinamici delle transizioni di stato e le trasformazioni liquido-gas. Energia interna. Entalpia. Entropia. Energia libera di Gibbs. Processi spontanei e non spontanei. Processi endotermici e processi esotermici. Evaporazione di un liquido. Tensione di vapore e tensione di vapore saturo. Entalpia nei cambiamenti di stato. Trasformazioni liquido-gas, solido-gas e solido-liquido. Diagramma di stato ad un componente. Diagramma di stato di H 2 O. diagramma di stato di CO 2 Le soluzioni. Modi di esprimere la composizione delle soluzioni liquide. Solubilizzazione e solvatazione di un composto ionico. Aspetti termodinamici della dissoluzione. Dissoluzione di composti molecolari. Solubilità dei composti con legame a idrogeno.solubilità dei gas. La solubilità ed il principio di Le Chatelier. Le soluzioni ideali. Le proprietà

3 colligative. Tensione di vapore nelle soluzioni. Abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopio. Diagramma di stato di un sale in H2O. Miscele eutettiche. La pressione osmotica. Sistemi dispersi. Transizioni sol-gel. Esercizi di stechiometria correlati alle proprietà colligative. Equilibrio chimico in fase gassosa. Il concetto di equilibrio chimico. La costante di equilibrio di una reazione, Kc. Il grado di dissociazione. Concentrazioni all equilibrio e legge di stato dei gas. Kp. Equilibri eterogenei. Significato ed utilità della Costante di equilibrio. Il principio di Le Chatelier e l equilibrio in fase gassosa. Effetto delle variabili termodinamiche sull equilibrio. Equilibrio in soluzione. Acidi e basi secondo Arrhenius e secondo Broensted. Reazione acido-base. Meccanismi di reazione secondo Broensted. Equilibri acido-base in acqua. Forza di un acido. Definizione di Ka. Coppia coniugata acido-base. Il prodotto ionico dell acqua. Aspetti quantitativi di acidi e basi coniugate. Il ph. Acido forte ed acido debole. Calcolo del ph di una soluzione di un acido forte e di una soluzione di acido debole. Effetto livellante di H 2 O. Spostamento dell equilibrio acidobase verso la coppia piu debole. Acidi poliprotici. Sostanze anfolite (o anfotere). ph di soluzioni saline. Titolazione acido-base. Equilibri simultanei. ph di soluzione acide molto diluite. Effetto dello ione a comune. Soluzioni tampone. Calcolo del ph di una soluzione tampone. Esercizi stechiometrici. Curve di distribuzione delle specie. Acidi e basi di Lewis. Equilibri coinvolgenti ioni complessi. Precipitazione e ridiscioligmento di composti ionici. Prodotto di solubilità. Considerazioni qualitative sul prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Cinetica chimica. Aspetti termodinamici e cinetici. Misura della velocità di reazione. Velocità iniziale. Ordine e molecolarità di una reazione. Cinetica delle reazione del 1 ordine. Meccanismo delle reazioni. Rate limiting step. Costanti di velocità e costanti di equilibrio. Teoria delle collisioni. Energia di attivazione. Controllo cinetico delle reazioni. Catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica. Catalizzatori. Elettrochimica. Potenziali standard di riduzione. Reazioni di ossidoriduzione e potenziali standard. Le pile. I potenziali di elettrodo. Equazione di Nerst. La pila e l equilibrio chimico. I metalli e gli equilibri

4 elettrochimici. Elettrodo ad idrogeno, elettrodo a calomelano. Allontanamento di un prodotto dall ambiente di reazione. Pile a concentrazione. Elettrolisi. Le pile e l elettrolisi, generalità. Elettrolisi di sali fusi. Elettrolisi di soluzioni acquose. Relazione tra quantità di elettricità e prodotti di reazione. Sovratensione. Conducibilità delle soluzioni di elettroliti. Conduttività molare. Elettroliti deboli ed elettroliti forti. Conduttività molare a diluizione infinita. Chimica nucleare. Le forze di legame nel nucleo. Difetto di massa. Energia di legame media per nucleone. Distribuzione naturale dei nuclidi stabili. Decadimento radioattivo. Tempo di dimezzamento. Fusione nucleare. Fissione nucleare. ELEMENTI DI CHIMICA INORGANICA Sostanze Elementari. Struttura delle sostanze elementari. Attacco acido ed attacco basico. Reattività con O 2. Proprietà di H2, O2, N2. Criteri di ottenimento delle sostanze elementari Composti. Struttura e proprietà di alcune serie di composti in funzione dei vari gruppi della tabella periodica. Composti binari con idrogeno. Composti binari con ossigeno. Composti binari con alogeni. Idrossidi. Alcuni composti comuni in chimica inorganica: diossido di carbonio e carbonati. Ossidi e sali di zolfo. Ossidi e sali di azoto. Ossidi e sali di fosforo e arsenico. Acqua, ammoniaca e composti collegati. Chimica bioinorganica. Gli elementi inorganici nei sistemi viventi. Le proteine contenenti metalli. Elementi di Farmacologia inorganica.

5 ARGOMENTI DEL CORSO SOGGETTI AD ESERCITAZIONI DI STECHIOMETRIA La mole. La scala dei pesi atomici relativi e medi. La mole. Composizione percentuale dei composti chimici. Le soluzioni. Concentrazione delle soluzioni. Reazioni in soluzione acquosa. Equilibrio chimico in fase gassosa. L equilibrio chimico e la costante di equilibrio. Alcune considerazioni sulla costante di equilibrio. Equilibrio chimico in soluzione. Il prodotto ionico dell acqua. ph di soluzioni acquose di acidi e basi forti. ph di soluzioni acquose di acidi e basi deboli. Acidi e basi polifunzionali ed equilibri simultanei. Soluzioni tampone Il prodotto di solubilità. Precipitazione selettiva di sali ed idrossidi. Ridiscioglimento dei precipitati. Elettrochimica. I potenziali di elettrodo e la scala dei potenziali standard. Il potenziale di cella e la spontaneità delle reazioni. Elettrolisi. ARGOMENTI DEL CORSO SOGGETTI A VALUTAZIONE PROPEDEUTICA Nomenclatura chimica Formule di strutture Bilanciamento di reazioni di ossidoriduzione

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