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Docente
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DE SANTIS SERENA
(programma)
Introduzione: definizione di sostanza, elementi chimici e loro simboli, n° atomico, n° di massa, isotopi, tavola periodica, composti, molecole e formula chimica.
Misura della quantità di materia: unità di misura MKS; unità di massa atomica, peso atomico, peso formula, mole, numero di Avogadro; calcolo della % in peso di un composto, calcolo della formula empirica di un composto.
Reazioni chimiche (stechiometria): simbolismo, coefficienti stechiometrici, bilanciamento reazioni semplici, rendimento di reazione, reattivo limitante, analisi indiretta.
N° di ossidazione: elettronegatività, definizione di n° di ossidazione e regole per la sua determinazione; reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento (metodo elettronico)
Classificazione dei composti inorganici: elementi, ioni monoatomici, ossidi basici, ossidi acidi, idrossidi, idracidi, idruri, ossiacidi, sali e reazioni che li formano
Struttura atomica: onda stazionaria, dualismo onda-particella per l'elettrone, principio di indeterminazione di Heisenberg, eq. di Schrödinger, funzioni d'onda, orbitali, probabilità; forma degli orbitali e rappresentazione grafica
energia degli orbitali, configurazione elettronica ed Aufbau, proprietà periodiche, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività
Legame chimico: Definizione di legame chimico secondo la teoria di Lewis, legame ionico, legame covalente, energia di legame, distanza di legame, ordine di legame. Regole per la costruzione della struttura molecolare (regola dell’ottetto), carica formale, risonanza ed energia di risonanza; eccezioni alla regola dell’ottetto, legame dativo; disposizione spaziale delle molecole, teoria VSEPR.
Teoria del legame di valenza (VB), legame di tipo e di tipo orbitali ibridi
Stati di aggregazione della materia: stato solido. solidi cristallini e amorfi; solidi metallici, legame metallico, proprietà; solidi ionici, proprietà; solidi molecolari, forze intermolecolari, legame idrogeno; solidi covalenti
Stati di aggregazione della materia: stato gassoso. definizione di pressione, volume e temperatura e loro unità di misura, modello ed equazione del gas perfetto, volume molare, densità assoluta e relativa; miscele gassose, legge di Dalton, pressioni parziali, peso molecolare medio.
Introduzione alla Termodinamica e Primo Principio della Termodinamica:
Definizione di sistema termodinamico: tipo e stato; Variabili termodinamiche; Trasformazioni reversibili ed irreversibili; rappresentazione grafica; Equilibrio termico. Principio zero della Termodinamica; Capacità termica e calore specifico; Definizione di funzione di stato; Funzione Energia Interna U; Trasferimenti di energia: calore e lavoro; Lavoro meccanico: espansione di un gas perfetto, lavoro per processi reversibili e irreversibili, rappresentazione grafica.
Termochimica: Definizione della funzione di stato ENTALPIA H. Entalpia di una reazione chimica: entalpia di reazione. Entalpia molare e stato standard; entalpia molare standard degli elementi. Legge di Hess. Stima dell’energia di legame.
Secondo Principio della Termodinamica: Descrizione qualitativa; Enunciati di Kelvin e Clausius. Definizione di Entropia; aumento dell’entropia. Criterio per sponteneità (interpretazione statistica). Definizione di ENERGIA LIBERA G
Stati di aggregazione della materia: stato liquido: Fattori influenzanti lo stato di aggregazione; tensione di vapore: descrizione qualitativa e dipendenza dalla temperatura (eq. di Clapeyron).
Diagrammi di stato per sostanze pure:Definizione di fase; transizioni di fase, punto triplo, punto critico, curva di raffreddamento a pressione costante, misura della varianza.
Soluzioni:Definizione e tipologia delle soluzioni, definizione di soluzione liquida ideale; misura della concentrazione: molarità, molalità, frazioni molari, percentuale in peso.
Proprietà delle soluzioni: Legge di Henry (solubilità di gas in un liquido); legge di Raoult per miscele di liquidi completamente miscibili e diagramma di stato T in funzione della concentrazione; proprietà colligative per soluti non volatili (elettroliti forti e non elettroliti), pressione osmotica, curva di raffreddamanto per soluzioni.
Equilibri chimici:
Definizione di equilibrio chimico, costante di equilibrio (Kp e Kc), definizione; quoziente di reazione, significato di K, relazione tra Kp e Kc, principio dell'equilibrio mobile (influenza della pressione e delle concentrazioni), legge di Van't Hoff (dipendenza di K dalla temperatura); equilibri eterogenei. Dissociazioni: dissociazione gassosa, grado di dissociazione, elettroliti deboli in soluzione. Equlibri eterogenei in soluzione acquosa: sali poco solubili. Definizione di solubilità, costante prodotto di solubilità Kps.
Soluzioni di elettroliti forti e deboli: Acidi e Basi secondo Arrhenius e Brönsted-Lowry; forza degli acidi e delle basi; prodotto ionico dell’acqua; definizione di pH; coppia acido-base coniugata e relazione tra Ka e Kb; calcolo del pH di una soluzione di un acido forte e di una base forte (anche molto diluite), un acido debole e una base debole. Idrolisi salina: calcolo del pH per sali che producono soluzioni neutre, sali che producono soluzioni acide e sali che producono soluzioni basiche.
Elettrochimica:
Celle elettrochimiche, processi elettrodici, equazione di Nerst, potenziali standard, calcolo della f.e.m. di una pila, relazione tra E e K.
Note:
Corso da 6 CFU: fino agli equilibri chimici (compresi)
Corso da 9 CFU: tutto
Gli argomenti sottolineati prevedono applicazioni numeriche
(testi)
Schiavello - Palmisano FONDAMENTI DI CHIMICA ED. EdiSES (TEORIA)
Silvestroni - Rallo PROBLEMI DI CHIMICA GENERALE Feltrinelli (esercizi)
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Università Roma Tre