Programma di Chimica Generale (Ing. Industriale, Polo di Pordenone - 2008/09)
Composti Inorganici: Introduzione e Nomenclatura
Elementi chimici; Atomi, ioni, molecole; Stati di aggregazione della materia; Metalli, semimetalli,
non-metalli; Formule rappresentative di un composto (empirica, molecolare, di struttura); Le classi
di composti inorganici nelle nomenclature vigenti.
Struttura dell'Atomo: Il Nucleo
Introduzione storica; Particelle subatomiche (neutroni, protoni, elettroni); Numeri di massa e
atomico; Isotopi; Dimensioni medie del nucleo; Barriera coulombiana nucleare; Difetto di massa;
Energie di legame (nucleare e per nucleone); Unità di massa atomica, pesi atomico e molecolare;
Concetti di mole e numero di Avogadro; Stabilità del nucleo (rapporto neutroni/protoni e carta dei
nuclidi); Chimica nucleare e tipi di decadimento radioattivo (α, β+, β-, γ); Bilancio di energia in una
reazione nucleare; Fusione e fissione del nucleo; Unità di misura della radiazione; Cinetica di
decomposizione di un materiale radioattivo (costante di disintegrazione, tempo di dimezzamento).
Struttura dell'Atomo: Gli Elettroni
Onda piana monocromatica; Fotoni e radiazione elettromagnetica; Radiazione termica e corpo nero;
Effetto fotoelettrico; Interferometro di Young e sovrapposizione degli stati (quantistici); Teoria di
Bohr-Sommerfeld; Teoria di Bohr dell'atomo di idrogeno; Cenni di spettroscopia; Serie di Lyman,
Balmer, Ritz-Paschen; Dualismo onda-corpuscolo; Lunghezza d'onda di de Broglie; Principio di
indeterminazione di Heisemberg; Concetto di traiettoria in meccanica classica e ondulatoria;
Probabilità, densità di probabilità e funzione d'onda; Equazione d'onda di Schrödinger; Stati
stazionari di una particella in una buca di potenziale (infinita); Trattazione quantistica dell'atomo di
idrogeno (e idrogenoide); Orbitali elettronici (s, p, d, f); Numeri quantici (principale, secondario,
magnetico, di spin) e loro esemplificazione nel modello di Sommerfeld; Atomi a più elettroni;
Livelli e sottolivelli elettronici; Energia degli orbitali; Costruzione della configurazione elettronica
di un atomo (regole di "Aufbau" ed eccezioni); Periodicità nella configurazione esterna; Tavola
periodica degli elementi (analisi e proprietà di gruppi, periodi, blocchi, ed estrapolazione di
proprietà fisico-chimiche); Schermatura e carica nucleare effettiva; Periodicità di alcune proprietà
specifiche (dimensioni atomiche e ioniche, carattere metallico di un elemento, energie di
ionizzazione, affinità elettroniche, elettronegatività); Scala di elettronegatività di Pauling.
Legame Chimico
Elettroni e gusci di valenza; Ruolo dell'elettronegatività nella formazione e nelle proprietà di un
legame; Legami covalente, ionico, metallico; Metalli, semimetalli, non-metalli; Molecole polari e
apolari; Descrizioni energetiche di un legame ionico (cloruro di sodio) e di un legame covalente
(molecola di idrogeno); Energie, angoli, lunghezze di legame; Strutture di Lewis e regola
dell'ottetto; Ordine di legame e carica formale; Mesomeria (criteri di discussione delle strutture
limite ed energia di risonanza); Eccezioni alla regola dell'ottetto; Teoria VSEPR e forme
molecolari; Sviluppi e limitazioni nei composti di coordinazione (cenni); Teoria del legame di
valenza; Legami σ e π; Orbitali ibridi e prime applicazioni ai composti del carbonio; Ibridazioni fra
orbitali s,p,d; Relazioni con la teoria VSEPR; Concetto di orbitale molecolare; Teoria LCAO
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(orbitali leganti e antileganti, legami σ e π); Molecola di idrogeno; Principio di "Aufbau" per le
molecole (configurazioni elettroniche e diagrammi dei livelli energetici); Ordine di legame;
Applicazioni a (semplici) molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari; Origine microscopica
delle proprietà diamagnetiche e paramagnetiche della materia.
Equazioni Chimiche e Stechiometria
Leggi fondamentali della stechiometria; Reazioni quantitative e all'equilibrio; Stato di ossidazione;
Reazioni di ossido-riduzione ("redox"), molecolari o ioniche; Reazioni di dismutazione; Metodi di
bilanciamento (algebrico, diretto, indiretto, in ambienti acido e basico); Calcoli stechiometrici
(analisi quantitativa di un composto dalla formula chimica, formula empirica di un composto,
rapporti quantitativi fra le sostanze che partecipano ad una reazione, calcoli ponderali).
Lo stato gassoso
Caratteristiche generali dello stato gassoso; Variabili di stato di un gas; Modello del gas perfetto;
Leggi di Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro; Equazione di stato dei gas perfetti; Pressioni
parziali e legge di Dalton; Dissociazione gassosa (grado di dissociazione, fattore di Van't Hoff);
Analisi volumetriche di gas nelle trasformazioni chimiche.
Le soluzioni (con cenni sullo stato liquido)
Caratteristiche generali dello stato liquido; Soluzioni e stato colloidale della materia; Modi di
esprimere il contenuto di una soluzione (molarità, molalità, ecc.) e di mutarne il grado di diluizione;
Nozione di proprietà colligativa; Osmosi e pressione osmotica; Tensione di vapore e legge di
Raoult; Innalzamento del punto di ebollizione; Abbassamento del punto di congelamento; Effetto
della dissociazione di elettroliti forti e deboli sulle proprietà colligative.
Termochimica e Termodinamica (9 CFU)
Nozioni di sistema, ambiente, stato, funzione di stato, trasformazione; Irreversibilità e reversibilità;
Energia interna, lavoro, calore; Principio zero della termodinamica; Equivalenza di calore e lavoro;
Primo principio della termodinamica; Entalpia e calori di reazione; Trasformazioni endotermiche ed
esotermiche, isocore e isobare; Entalpie notevoli (molare, standard, di formazione, di combustione,
ecc.); Concetti base di calorimetria; Capacità termiche e calori specifici; Legge di Hess; Spontaneità
di una trasformazione chimica; Entropia e secondo principio della termodinamica; Energia libera di
Gibbs; Potenziale chimico, attività e fugacità (cenni); Composizione di un sistema ed equilibrio
chimico; Derivazione della legge dell'azione di massa.
Equilibrio chimico
Definizioni di equilibrio meccanico, termico, chimico; Equilibrio chimico in un sistema omogeneo
(miscugli gassosi e soluzioni); Quoziente di reazione e costante di equilibrio; Equilibri in fase
gassosa; Perturbazioni delle variabili di stato all'equilibrio; Principio di Le Châtelier; "Isocora" di
Van't Hoff; Equilibrio in sistemi eterogenei (solido-gas, solido-liquido); Equilibrio in soluzioni di
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elettroliti; Solubilità di un soluto; Prodotto di solubilità e processi di precipitazione; Effetto dello
ione comune.
Cinetica chimica (9 CFU)
Velocità di reazione e concentrazioni; Legge fondamentale della cinetica chimica; Ordine di
reazione; Forma integrata di una legge cinetica (ordine zero, primo e secondo); Forma generale di
una legge di ordine N; Tempi di dimezzamento; Molecolarità e meccanismi di reazione; Stadi lenti
e veloci; Reversibilità e legge dell'azione di massa; Teoria dello stato di transizione; Energia di
attivazione e formula di Arrhenius; Effetto della temperatura sulla velocità di reazione.
Equilibri Acido-Base
Definizioni di acido e base (secondo Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis); Coppie coniugate acidobase; Ruolo dell'acqua (struttura del protone in soluzione acquosa, prodotto ionico); Costanti di
idrolisi acida e basica, e loro relazione in una coppia coniugata; Forza di un acido e di una base;
Grado di dissociazione/associazione (di acidi/basi deboli); Elettroneutralità di una soluzione; Acidi
e basi monoprotici e poliprotici; Gradi di associazione e dissociazione; Calcolo del pH in vari casi
(soluzioni di acidi e basi forti e/o deboli, monoprotici e poliprotici); Soluzioni saline; Anfoliti e
comportamento anfotero; Soluzioni tampone e potere tamponante; Equazione di HendersonHasselbach; Influenze del pH sui fenomeni di solubilità.
Analisi Volumetrica e Titolazioni
Punto equivalente (e di fine reazione) in una titolazione; Volume equivalente; Metodi di titolazione
per neutralizzazione (acido-base), di ossido-riduzione, per precipitazione, potenziometrici (di una
reazione redox); Curve di titolazione in sistemi monoprotici e poliprotici; Peso equivalente di un
composto; Equivalenti e normalità di soluzioni; Analisi volumetriche con concentrazioni normali.
Elettrochimica (9 CFU)
Celle galvaniche; Decorso chimico ed elettrochimico; Semicelle galvaniche e reazioni redox; Ponte
salino; Forza elettromotrice di una pila; Potenziali e concentrazioni agli elettrodi; Equazione di
Nernst; Potenziali standard di riduzione; Serie elettrochimica degli elementi; Agenti ossidanti e
riducenti, metalli nobili e non-nobili; Previsione del decorso di una reazione; Elettrodi e semicelle
notevoli (elettrodo standard a idrogeno, elettrodi redox, elementi a concentrazione); Calcolo della
costante di equilibrio dal potenziale di cella; Elettrolisi; Leggi di Faraday; Identificazione delle
reazioni dominanti in un processo di elettrolisi.
Esercitazioni di laboratorio
Costruzione e discussione della curva di titolazione di una base forte con un acido forte (idrossido
di sodio e acido cloridrico); Determinazione delle costanti di idrolisi e dei punti di equivalenza in un
sistema diprotico (titolazione dell'acido carbonico); Titolazione della percentuale di cloro attivo
mediante iodometria (in uno sbiancante commerciale); Analisi volumetrica per precipitazione del
contenuto di cloruro di sodio in un campione di analisi (titolazione argentimetrica di Mohr).
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