PROGRAMMA DI CHIMICA - Prof. R. CELIBERTO

POLITECNICO
DI BARI
II FACOLTA’ DI INGEGNERIA - TARANTO
- PROGRAMMA DI CHIMICA Prof. R. CELIBERTO
a.a. 2009/2010
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Stechiometria. Costituzione degli atomi; elettroni, protoni e neutroni; nuclei atomici; isotopi.
Peso atomico ed unità di massa atomica; numero di Avogadro e concetto di mole; peso
molecolare. Reazioni chimiche: bilanciamento; problema fondamentale della stechiometria.
Nomenclatura.
Legame chimico. Quanti di luce. Proprietà delle onde. Funzione d’onda e significato fisico.
Orbitale. Particella in una scatola. Energia di una particelle in una scatola. Atomo di idrogeno.
Livelli di energia dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici. Orbitali dell’atomo di idrogeno 1s,
2s, 3p, 3d. Forma spaziale degli orbitali. Atomi con più elettroni. Configurazione elettronica
degli atomi. Principio di Pauli. Regola di Hund. Tavola periodica degli elementi. Proprietà
chimiche degli elementi e configurazione elettronica. Numeri di ossidazione. Elettronegatività.
Energia di ionizzazione e affinità elettronica. Legame covalente e molecola di H2. Metodo degli
orbitali molecolari e metodo del legame di valenza. Molecole poliatomiche. Struttura spaziale
delle molecole. Numero sterico. Dipolo. Legame ad idrogeno. Legami di Van der Waals. Stato
solido. Legami chimico nei solidi. Solidi metallici.
Gas perfetti. Equazione di stato dei gas perfetti; legge di Avogadro. Trasformazioni dei gas
perfetti: trasformazioni senza vincoli; legge di Boyle; legge di Charles; legge di Gay-Lussac.
Densità di un gas. Miscele di gas e leggi di Dalton: densità di una miscela di gas; peso
molecolare medio. Gas reali.
Termodinamica. Temperatura e principio zero. Primo principio della termodinamica: lavoro,
calore, reversibilità e irreversibilità. Energia interna. Funzioni di stato e differenziali esatti.
Calcolo del lavoro nelle trasformazioni di un gas ideale. Rappresentazione del lavoro sul piano
PV. Calore specifico: calore specifico a volume costante; entalpia; calore specifico a pressione
costante. Calcolo del calore in gioco e della variazione dell’energia interna nelle trasformazioni
isobare, isocore ed isoterme di un gas ideale. Trasformazioni reversibili e irreversibili di gas
perfetti. Secondo principio della termodinamica ed entropia: entropia ed esperienza di Joule;
criteri di equilibrio in un sistema isolato. Energia libera di Helmotz e di Gibbs. Criteri di
equilibrio a P e T costanti. Terzo principio della termodinamica. Significato microscopico di U
ed S: entropia, disordine e probabilità. Energia libera e reazioni chimiche: potenziale chimico.
Studio di una reazione chimica: condizioni di equilibrio in base al ; stato standard;
espressione del potenziale chimico per un gas ideale. Calcolo del º: calori di formazione
standard; legge di Hesse. Calcolo dell’entalpia e dell’entropia di reazione a 25 ºC; calcolo del
º a 25 ºC; calcolo della Kp a 25 ºC; calcolo della Kp a qualsiasi temperatura. Spostamento
dell’equilibrio e principio di Le Chatelier. Definizione di attività: attività per gas perfetti, solidi
e liquidi. Equilibrio chimico eterogeneo: reazioni eterogenee; regola delle fasi; reazioni di
dissociazione. Equilibrio fisico eterogeneo: diagramma di stato dell’acqua; tensione di vapore
ed equazione di Clausius-Clapeyron.
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Soluzioni: generalità sulle soluzioni. Soluzioni ideali e legge di Raoult. Termodinamica delle
soluzioni ideali. Calcolo del G, S e H di mescolamento. Soluzioni ideali come soluzioni
diluite. Tensione di vapore delle soluzioni. Soluzioni reali. Proprietà colligative e trattazione
termodinamica. Dissociazione elettrolitica.
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Equilibri in soluzione: modi di esprimere le concentrazioni di una soluzione. Dissociazione
dell’acqua: prodotto ionico dell’acqua e concentrazione degli ioni H+ e OH-. pH e pOH: calcolo
del pH e del pOH per acidi e basi forti e deboli; pH di una miscela di acido forte e acido debole.
pH di sali: idrolisi dei sali; idrolisi non libera; soluzioni tampone. Acidi e basi poliprotici.
Trattamento rigoroso degli equilibri in soluzione. Proprietà colligative: innalzamento
ebullioscopico; abbassamento crioscopico; abbassamento della tensione di vapore; pressione
osmotica. Solubilità dei sali: sali poco solubili; solubilità libera e non libera. Diagrammi
eutettici: raffreddamento di una soluzione; diagrammi eutettici per sistemi componenti miscibili
allo stato liquido-non miscibili allo stato solido.
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Nomenclatura. Regole di nomenclatura di Chimica inorganica tradizionale e IUPAC.
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Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile. Lavoro utile. Potenziale d'elettrodo.
Potenziale normale ed equazione di Nernst. Forza elettromotrice di una pila. Pile a
concentrazione. Applicazioni.
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Il corso è stato completato con un’ampia serie di esercizi svolti a lezione o proposti agli
studenti.
TESTI CONSIGLIATI:
-
LEGAME CHIMICO - M. CAPITELLI, R. CELIBERTO, C. GORSE, S. LONGO Adriatica Editrice.
TERMODINAMICA E CINETICA CHIMICA - M. CAPITELLI, R. CELIBERTO, S.
LONGO - Adriatica Editrice.
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ED ELETTROCHIMICA - M.CAPITELLI, R.
CELIBERTO, S. LONGO - Adriatica Editrice.
ESERCIZI DI CHIMICA - F.C. NOBILE e P. MASTRORILLI - Abrosiana Editrice.
APPUNTI DI LEZIONE