“CHIMICA GENERALE”
9CFU (78h) [6LF (48h) + 2LAB (20h) + 1ES (10h)]
CORSO DI LAUREA IN C HIMICA INDUSTRIALE
DOCENTE PROF.SSA CARMELA ARENA
CONCETTI FONDAMENTALI
Materia ed energia. Proprietà della materia. Unità di misura. Trasformazioni chimiche e fisiche. Miscele,
sostanze, composti ed elementi.
LA TEORIA ATOMICA
Gli elementi chimici. Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Spettrometria di massa e abbondanza
isotopica. Masse atomiche. Introduzione alla Tavola Periodica.
I COMPOSTI CHIMICI
Atomi ed ioni. Composti ionici. Composti molecolari. Mole di un composto. Formule chimiche.
Composizione dei composti chimici. Numero di ossidazione. Composti organici e composti inorganici.
Nomenclatura dei composti inorganici. Massa molecolare e massa formula. Mole. Numero di Avogadro.
Composizione percentuale dei composti chimici.
LE REAZIONI CHIMICHE
Reazioni chimiche ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Reazioni chimiche in
soluzione: reazioni di precipitazione, reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione. Metodi di bilanciamento
delle equazioni di ossido-riduzione. Reazioni chimiche in soluzione e stechiometria: concentrazione delle
soluzioni, miscelazione e diluizione delle soluzioni, analisi volumetrica.
LA STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI
Lo sviluppo della teoria atomica moderna. L’atomo di Bohr. La natura ondulatoria dell’elettrone. Il modello
quantomeccanico dell’atomo. I numeri quantici. Orbitali atomici. Configurazione elettronica.
LA TAVOLA PERIODICA
La Tavola Periodica e la configurazione elettronica. Proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio
ionico, EI, AE, elettronegatività).
LEGAME CHIMICO
La teoria di Lewis. Legame covalente. Legame covalente polare. Rappresentazione di Lewis per molecole e ioni
poliatomici. Teoria VSEPR. Teoria del legame di valenza. Teoria dell’orbitale molecolare. Strutture molecolari
e teorie del legame covalente. Geometrie molecolari e legame. Legame metallico. Attrazioni intermolecolari:
forze di van der Waals, legame a idrogeno.
LO STATO GASSOSO
Proprietà dei gas. Leggi di Boyle, di Charles, di Gay-Lussac. Legge di Avogadro. Equazione di stato del gas
ideale. Elementi della teoria cinetica-molecolare dei gas. Comportamento dei gas reali.
TERMOCHIMICA
Calore e lavoro. Energia interna e prima legge della termodinamica. Calore di reazione ed entalpia. Equazioni
termochimiche. Legge di Hess. Energia di legame.
LO STATO LIQUIDO E LO STATO SOLIDO
Descrizione cinetica molecolare di liquidi e solidi. Proprietà dei liquidi: tensione superficiale, viscosità,
pressione di vapore. Classificazione dei solidi: solidi covalenti e solidi ionici. Forze intermolecolari e
interioniche. Legame ionico ed energia reticolare. Reticoli cristallini. Diagrammi di fase.
LE SOLUZIONI
Le soluzioni ideali. Soluzioni sature e sovrasature. Solubilità e temperatura. Solubilità dei gas. Generalità sulle
proprietà colligative. Legge di Raoult. Pressione osmotica. Innalzamento ebullioscopio e abbassamento
crioscopico. Soluzioni di elettroliti. Colloidi.
CENNI DI CINETICA CHIMICA
Velocità di reazione. La legge di velocità. La teoria delle collisioni per la velocità delle reazioni. La teoria dello
stato di transizione. Energia di attivazione. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione: l’equazione di
Arrhenius. I catalizzatori.
L’EQUILIBRIO CHIMICO
Generalità sull’equilibrio chimico. l’espressione della costante di equlibrio Kc e sua derivazione cinetica. La
costante di equilibrio Kp . Calcoli sugli equilibri. Equilibri eterogenei. Quoziente di reazione. Principio di Le
Châtelier.
EQUILIBRI ACIDO-BASE
Acidi e basi. Teorie di Arrhenius, Brønsted-Lowry. Autoionizzazione dell’acqua, pH e pOH. Acidi e basi forti.
Acidi e basi deboli. Acidi poliprotici. Calcolo del pH di soluzioni di acidi(basi) forti e deboli. Ioni come acidi e
basi. Il pH nelle soluzioni saline. Equilibri di idrolisi. Struttura molecolare e comportamento acido-base. Acidi
e basi di Lewis. Soluzioni tampone. Indicatori acido-base. Titolazioni acido-base.
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ
La costante del prodotto di solubilità Kps. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune.
Influenza del pH sulla precipitazione.
TERMODINAMICA CHIMICA
Il secondo principio della termodinamica. Entropia. Energia libera. Variazioni dell’energia libera e spontaneità
di un processo. Variazione di energia libera ed equilibrio.
ELETTROCHIMICA
Reazioni chimiche ed energia elettrica. Potenziali elettrodici. Celle galvaniche (pile elettrochimiche). Equazione
di Nernst. Elettrolisi.
Esame di profitto: I CFU saranno acquisiti dallo studente mediante superamento di una prova scritta ed una
prova orale.
TESTI CONSIGLIATI
Petrucci — Harwood — Herring “Chimica Generale” Ed. Piccin
Kotz — Treichel — Weaver “Chimica ” Edises.
Bertini — Luchinat —Mani “Stechiometria” Casa Editrice Ambrosiana.
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