Università Roma Tre

1) Introduzione
definizione di sostanza, elementi chimici e loro simboli, n° atomico, n° di massa, isotopi, tavola periodica, composti, molecole e formula chimica.
2) Misura della quantità di materia, multipli e sottomultipli; 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.
3) Reazioni chimiche (stechiometria)
simbolismo, coefficienti stechiometrici, bilanciamento reazioni semplici, rendimento di reazione, reattivo limitante, analisi indiretta.
4) N° di ossidazione, elettronegatività, definizione di n° di ossidazione e regole per la sua determinazione; reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento
5) Classificazione e nomenclatura composti inorganici, elementi, ioni monoatomici, ossidi basici, ossidi acidi, idrossidi, idracidi, ossiacidi, sali e reazioni che li formano
6) Struttura atomica
• modello di Bohr e quantizzazione, numeri quantici e livelli energetici.
• 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

7) 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; disposizione spaziale delle molecole, teoria VSEPR.
• Teoria del legame di valenza (VB), legame di tipo σ e di tipo π, orbitali ibridi

8) 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

9) 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.
10) Introduzione alla Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico: tipo e stato; Variabili termodinamiche; Trasformazioni reversibili ed irreversibili; rappresentazione grafica; Equilibrio Termico
11) Calorimetria, capacità termica e calore specifico
12) Primo Principio della Termodinamica
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
13) 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. Ciclo di Born-Haber
14) Secondo Principio della Termodinamica
Descrizione qualitativa. Temperatura termodinamica assoluta. Definizione di Entropia; aumento dell’entropia. Criterio per spontaneità (interpretazione statistica). Definizione di ENERGIA LIBERA G. Terzo principio della termodinamica.
15) 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 e sua dimostrazione termodinamica).
16) Diagrammi di stato per sostanze pure
Trasformazioni da uno stato all'altro, punto triplo, punto critico, curva di raffreddamento a pressione costante, misura della varianza.
17) Soluzioni
Definizione e tipologia delle soluzioni, definizione di soluzione liquida ideale;
misura della concentrazione: molarità, molalità, frazioni molari, percentuale in peso.
18) Proprietà delle soluzioni
Legge di Raoult per miscele di liquidi completamente miscibili e diagramma di stato T in funzione della concentrazione (calcolo delle quantità relative); proprietà colligative per soluti non volatili elettroliti forti e non elettroliti, pressione osmotica, curva di raffreddamento per soluzioni.
19) Equilibri chimici
definizione di equilibrio chimico, costante di equilibrio (Kp e Kc), definizione
termodinamica dell’equilibrio chimico; 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) con dimostrazione; equilibri eterogenei. Dissociazioni: dissociazione gassosa, grado di dissociazione, elettroliti deboli in soluzione.
Equilibrio eterogeneo solido-liquido in ambiente acquoso: solubilità di un sale, soluzione satura, composti poco solubili, effetto ione a comune.
20) 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; soluzioni tampone.

Nivaldo J. Tro – Chimica un approccio molecolare – EdiSES
M.Schiavello; L. Palmisano- Fondamenti di chimica- EdiSES
Nivaldo, J.Tro - Chimica - Un approccio molecolare - EdiSES
Whitten, Davis, Peck, Stanley-Chimica- Piccin
Silvestroni, Rallo - Problemi di Chimica Generale- Ed. Masson