114/94 - UniNa STiDuE

200230/01
A.A. 2001/02
UNIVERSITA' DEGLI STUDI DI TRIESTE
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CORSO DI LAUREA
INGEGNERIA AMBIENTALE, CIVILE, EDILE
PROGRAMMA DEL CORSO DI
CHIMICA
DOCENTE
prof. Dore Augusto CLEMENTE
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. Formula empirica e formula molecolare, concetti generali sulla legge
di Coulomb.
UNITÀ DI MISURA
Notazione scientifica e i sistemi di unità di misura di 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. Definizione delle grandezze elettriche di base: Coulomb e Statcoulomb, volt. Energia
cinetica e potenziale.
STECHIOMETRIA
Struttura atomica, massa atomica e massa molare. Il concetto di mole, la costante di Avogadro. Formule ed equazione chimiche, esercizi relativi.
Definizione di concentrazione, concentrazioni molari.
TEORIA QUANTISTICA DELLA STRUTTURA ATOMICA
Natura ondulatoria della luce. 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 radiale 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 σ e π, cenni sul legame covalente δ. Orbitali
molecolari per le molecole biatomiche omonucleari come He2, Li2, Na2, K2, B2, C2, N2, O2 ecc… ed eteronucleari come CO, NO, HF
ecc…Cenni sulla misura sperimentale dell’integrale di risonanza β.
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, sp2.
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.
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 e Iodio-tiosolfato. 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 Guldeberg 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.
SOLUBILITA’
Definizione di solubilità, reazioni di precipitazione per i principali tipi di sali ionici tipo AB, AB2, A2B ecc…..
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 H3O+ e e cenni sullo ione H9O4+ . Calcoli stechiometrici sugli acidi e le basi deboli monoprotiche. Acidi e basi
poliprolitiche. Relazione tra forza di un acido o di una base e sua struttura molecolare. Soluzioni tampone e loro scelta. Indicatori e misura del
pH. Acidi e badi di Lewis. Indicatori e misura del pH. Neutralizzazioni. Relativi calcoli stechiometrici.
STATO SOLIDO
Stato cristallino e stato vetroso. Forme e dimensioni dei cristalli. I reticoli cristallini e le loro proprietà razionali. Strutture cristalline ed elementi
di simmetria, assi propri (1, 2, 3, 4, 6) ed assi impropri (3, 4, 6). Combinazioni permesse di elementi di simmetria: i gruppi puntuali e le classi di
simmetria. Gli elementi di simmetria con traslazione: assi di roto-traslazione (screw-assis) e slitto-piani (glide-plane). I sette sistemi cristallini.
Reticoli in tre dimensioni: i 14 reticoli tridimensionali di Bravais. Cenni sui 230 gruppi spaziali, molteplicità, notazione di Wyckoff e simmetria
di sito, Tabelle Internazionali.
Tipi di solidi, cristalli ionici, cristalli molecolari, solidi a reticolo covalente, cristalli metallici. La diffrazione dei Raggi-X e la struttura
cristallina. Equazione di diffrazione di Bragg. Fattori di struttura e densità elettronica.