200230/02
A.A. 2002/2003
UNIVERSITA' DEGLI STUDI DI TRIESTE
Sede staccata di Pordenone
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CORSI DI LAUREA IN
INGEGNERIA LOGISTICA E DELLA PRODUZIONE E
INGEGNERIA DEI MATERIALI – MATERIE PLASTICHE
PROGRAMMA DEL CORSO DI
CHIMICA
DOCENTE
PROF. Dore Augusto CLEMENTE
PRECORSO DI CHIMICA
Il corso di chimica e’ preceduto da un precorso di otto ore necessario per aggiornarsi sulle cognizioni di base
indispensabili agli studenti per seguire con profitto il normale corso di chimica. Esse comprendono le operazioni
matematiche più comuni come le operazioni con le potenze, i logaritmi, le estrazioni delle radici di qualsiasi grado, la
definizione e l’uso del concetto di funzione, grafici di funzione ad una sola variabile, i simboli chimici, e principalmente
la definizione e l’uso delle unità di misura che si usano comunemente in chimica, come di seguito riportato :
unità di misura :
Notazione scientifica e i sistemi di unità di misura MKS, CGS, SI. Il sistema metrico: il metro e le unità di lunghezza. Il
chilogrammo e le unità di massa. Conversione di unità. Volume e densità. Pressione e sua misura. Definizione delle
grandezze elettriche di base : coulomb, statcoulomb, ampere, volt, ohm. Energia cinetica e potenziale.
Gli studenti possono ritirare in segreteria dalla Sig. Biscontin la dispensa sulle unità di misura scritta dal prof. Clemente
per fotocopiarla.
COSTITUZIONE DELLA MATERIA
Cenni di Storia della Chimica. Sostanze ed elementi chimici, teoria di Dalton e costituzione della materia, i costituenti
fondamentali dell’atomo: elettrone, protone e neutrone; numero atomico, numero di massa, isotopi. Cenni sulla
radioattività. La stabilità nucleare e la contrazione di massa. Formula empirica e formula molecolare, Concetti generali
sulla legge di Coulomb.
STECHIOMETRIA
Struttura atomica, massa atomica e massa molare. Il concetto di mole, la costante di Avogadro. Formule ed equazioni
chimiche, esercizi relativi. Definizione di concentrazione, concentrazioni molari.
TEORIA QUANTISTICA DELLA STRUTTURA ATOMICA
Natura ondulatoria della luce e cenni sullo spettro dell’idrogeno atomico. Modello atomico secondo Bohr. Inadeguatezza
del modello di Bohr e nascita della nuova teoria quantistica, natura ondulatoria dell’elettrone, relazione di De Broglie,
analogia tra elettrone e fotone. Cenni sull’ equazione d’onda di Schröedinger e la particella in una scatola. Definizione di
probabilità e principio di Indeterminazione. L’atomo di Idrogeno e suoi orbitali, funzioni d’onda radiali ed angolari,
distribuzione della probabilità radiale per l’atomo di Idrogeno. I numeri quantici n, l, m, s. Rappresentazione
tridimensionale di un orbitale atomico. Atomi polielettronici, approssimazione del potenziale medio, livelli energetici,
effetto di schermo, sottolivelli energetici. Principio di costruzione degli atomi (Aufbauprinzip), principio di esclusione
di Pauli, regola di Hund, configurazione elettronica degli atomi. Potenziale di Ionizzazione ed affinità elettronica.
IL LEGAME CHIMICO SECONDO LA MECCANICA QUANTISTICA
Il legame ionico o polare, energia di Madelung. Formule empiriche e formule di struttura dei cristalli ionici. Raggi ionici
e loro periodicità. Esercizi sul legame ionico : NaCl, CaCl2, CaF2. Nomi e formule dei composti ionici. Il legame
covalente e gli orbitali molecolari. La molecola di H2+ ed H2. Sovrapposizioni permesse e non permesse, i due tipi
principali di legame covalente e , cenni sul legame covalente . Orbitali molecolari per le molecole biatomiche
omonucleari He2, Li2, Na2, K2, B2, C2, N2, O2, F2, Cl2 ed eteronucleari CO, NO, HF, HCl, HBr ed HI. Cenni sulla misura
sperimentale dell’integrale di risonanza .
TEORIE EMPIRICHE SUL LEGAME CHIMICO
Elettronegatività e polarità dei legami, carattere ionico. Numero di ossidazione. la regola dell’ottetto, due, otto e diciotto
elettroni. Formule di Lewis per le molecole con soli legami semplici e con legami multipli.
TEORIE EMPIRICHE SUL LEGAME CHIMICO E GEOMETRIA MOLECOLARE
Relazione tra stereochimica e natura del legame: la teoria della repulsione delle coppie di elettroni dello strato di
valenza (VSEPR) ed i modelli tridimensionali delle molecole. Orbitali atomici ibridi sp, sp2, sp3.
LEGAME AD IDROGENO
Natura (essenzialmente) elettrostatica del legame ad idrogeno. Il legame ad idrogeno nell’acqua, nell’ammoniaca e
nell’acido fluoridrico. Cenni sul legame ad idrogeno negli acidi nucleici e struttura del DNA.
STATO GASSOSO
Definizione di vapore e gas, la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac, la scala assoluta di temperatura,
l’equazione dei gas ideali, la legge di Dalton delle pressioni parziali, esercizi sulle leggi dei gas ideali. Deviazioni dal
comportamento ideale. Legge di van der Waals.
LE REAZIONI CHIMICHE
Equazioni chimiche bilanciate. I coefficienti stechiometrici e le relazioni ponderali nelle equazioni chimiche. Reagenti
in difetto ed in eccesso rispetto allo stechiometrico.
REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
Trasferimento di elettroni, sostanze ossidanti e riducenti. Comportamento degli alogeni come ossidanti. La reazione di
dismutazione. La reazione permanganato-acido ossalico, permanganato-ione ferroso, bicromato o cromato-ione ferroso,
Iodio-tiosolfato ecc…. Bilanciamento e calcoli stechiometrici sulle reazioni di ossido-riduzione.
EQUILIBRIO CHIMICO
Equilibrio stabile e metastabile. Legge dell’azione di Massa e costante di equilibrio (legge di Guldberg e Waage).
Equilibri omogenei ed eterogenei. Principio di Le Châtelier. Equazione dell’elettroneutralità ed equazioni del contenuto.
Calcoli stechiometrici sull’equilibrio chimico in fase omogenea (gassosa e liquida) ed eterogenea.
ACIDI E BASI
Definizione di acido e base. Costante di dissociazione. Coppia coniugata acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. La
struttura del protone in acqua, lo ione idrossonio H 3O+ e cenni sullo ione H9O4+. Calcoli stechiometrici sugli acidi e le
basi deboli monoprotiche. Acidi e basi poliprotiche. Relazione tra forza di un acido o di una base e sua struttura
molecolare. Soluzioni tampone e loro scelta. Acidi e basi di Lewis. Misura del pH e neutralizzazioni. Relativi calcoli
stechiometrici.
SOLUBILITA’
Definizione di solubilità. Prodotto di solubilità, reazioni di precipitazione per i principali tipi di sali ionici tipo AB, AB 2,
A2B ecc…Relativi calcoli stechiometrici sul prodotto di solubilità.
CHIMICA DEGLI ELEMENTI
Nascita degli elementi nell’Universo. Isotopi stabili ed instabili. La chimica dei principali elementi descritti secondo il
gruppo di appartenenza : idrogeno, i metalli alcalini, i metalli alcalino terrosi, boro ed alluminio, cenni agli altri elementi
del terzo gruppo, carbonio e silicio, cenni agli altri elementi del quarto gruppo, azoto e fosforo, cenni agli altri elementi
del quinto gruppo, ossigeno e zolfo, cenni agli altri elementi del sesto gruppo, gli alogeni, cenni sui gas nobili.
COMPOSTI DI COORDINAZIONE
Definizione di composto di coordinazione e di numero di coordinazione. Geometria dei composti di coordinazione con
numero di coordinazione 2, 3, 4, 5, 6. Teoria del legame chimico nei composti di coordinazione: il modello
elettrostatico ed il modello covalente con speciale riferimento ai composti di coordinazione ottaedrici. La serie
spettrochimica. Proprietà magnetiche, configurazione elettronica. Cenni sui Composti di coordinazione degli ioni
metallici nei sistemi biologici : emoglobina, mioglobina, clorofilla e vitamina B 12.
Testo consigliato :
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA – CASA EDITRICE AMBROSIANA - MILANO
A CURA DI GIANCARLO FAVERO.
VI SONO DIVERSI AUTORI TRA CUI : R. BERTANI, D. A. CLEMENTE, P. DI BERNARDO, ECC...
E NATURALMENTE : APPUNTI DI LEZIONE
