Programma del Corso di Chimica Generale (Ing. Industriale, Trieste - 2009/10)
Composti Inorganici: Introduzione e Nomenclatura
Elementi chimici; Atomi, ioni, molecole; Stati di aggregazione della materia; Metalli, semimetalli, nonmetalli; Elementi transuranici; 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; Le interazioni fondamentali (cenni); Richiami di elettrostatica;
Barriera coulombiana nucleare; Difetto di massa; Energie di legame (nucleare e per nucleone); Unità di
massa atomica, pesi atomico e molecolare; Concetti di mole (grammoatomo, grammomolecola,
grammoformula) 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); Radioattività naturale; Unità
di misura della radiazione; Fusione e fissione del nucleo; Bilancio di energia in una reazione nucleare;
Radioisotopi e loro utilità; Cinetica di decadimento di un materiale radioattivo (schemi diagrammatici e
costante di disintegrazione, attività del campione, tempo di dimezzamento).
Struttura dell'Atomo: Gli Elettroni
Onda piana monocromatica e cenni di elettromagnetismo; 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 e ionico; 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);
Legame dativo (o di coordinazione); 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 in ioni complessi e composti di coordinazione; Legami polari: elettronegatività e momenti di
dipolo elettrico; Frazione elettrostatica di un legame (covalente) e coefficiente "FIC"; 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 (orbitali
leganti e antileganti, legami σ e π); Molecola di idrogeno; Principio di "Aufbau" per le molecole
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(configurazioni elettroniche e diagrammi dei livelli energetici); Ordine di legame; Applicazioni a
(semplici) molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari; Campi magnetici nella materia;
Suscettività magnetica; Origine microscopica delle proprietà diamagnetiche e paramagnetiche della
materia; Momento angolare intrinseco e momento magnetico dell'elettrone; Momento angolare totale in
atomi e ioni monoatomici; Regole di Hund.
Equazioni Chimiche e Stechiometria
Leggi fondamentali della stechiometria; Reazioni quantitative e all'equilibrio; Stato di ossidazione;
Formula molecolare, struttura di Lewis, e stati di ossidazione per gli atomi di un composto; Sostanze
ossidanti e riducenti; Reazioni di ossidoriduzione ("redox"), molecolari o ioniche; Reazioni di
disproporzione e sinproporzione; 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; Scala termometrica di Kelvin; 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); Reazioni di combustione; Analisi volumetriche dei gas in una trasformazione chimica; Gas reali
ed equazione di stato di Van der Waals (cenni); Nozioni di punto critico, gas e vapore.
Le Soluzioni (con cenni sullo stato liquido)
Caratteristiche generali dello stato liquido; Interagenza molecolare e funzione di distribuzione (radiale)
in gas, liquidi e solidi (cenni); Soluzioni e stato colloidale della materia; Modi di esprimere il contenuto
di una soluzione (molarità, molalità, frazione molare, ecc.) e di mutarne il grado di diluizione; Concetti
di soluzione ideale, proprietà colligativa; Osmosi, pressione osmotica; Soluzioni isotoniche, ipotoniche,
ipertoniche; Tensione di vapore, legge di Raoult; Soluti volatili, non volatili; Temperature di ebollizione
e congelamento; Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico; Effetto della dissociazione
di elettroliti, forti e deboli, sulle proprietà colligative; Calcolo dell'osmolarità.
Termochimica e Termodinamica
(9 CFU)
Nozioni di sistema, ambiente, stato, funzione di stato, trasformazione; Energia interna, lavoro, calore;
Irreversibilità, reversibilità, lavoro massimo; 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; Stato termodinamico standard di una sostanza; Entalpie
notevoli (molare, standard, di soluzione, formazione, atomizzazione, combustione, di un passaggio di
stato, ecc.); Energie di legame e variazioni di entalpia; Scala relativa delle entalpie delle sostanze;
Concetti fondamentali di calorimetria; Capacità termiche e calori specifici a pressione e volume
costante; Espansioni libera e "strozzata" (isoentalpica); Legge di Hess e calcoli termochimici; Entropia,
irreversibilità e disordine; Secondo principio della termodinamica; Entropie delle sostanze; Terzo
principio della termodinamica; Energia libera di Gibbs e spontaneità di una trasformazione chimica;
Definizioni di equilibrio meccanico, termico, chimico; Composizione di un sistema all'equilibrio
chimico; Potenziale chimico e attività di una sostanza; Isoterma di reazione e legge dell'azione di massa
(derivazione termodinamica).
Equilibrio Chimico
Equilibrio chimico (dinamico) in un sistema omogeneo; Reazioni diretta e inversa; Isoterma di reazione
e legge dell'azione di massa; Costanti di reazione (termodinamica e stechiometrica); Miscele gassose e
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soluzioni (ideali e diluite); Stati standard, attività, coefficienti di attività, fugacità (cenni); Quoziente di
reazione e stati di non-equilibrio; Equilibri in fase gassosa; Perturbazioni delle variabili di stato
all'equilibrio; Principio di Le Châtelier; "Isocora" di Van't Hoff e perturbazioni di temperatura; Equilibri
in sistemi eterogenei e in soluzioni di elettroliti; Solubilità di un soluto; Soluzione soprasatura e corpo di
fondo; Prodotto di solubilità, prodotto ionico, e processi di precipitazione; Effetto dello "ione comune";
Effetti della forza ionica; Solidi ionici e molecolari in soluzione; Solvatazione; Polarità e solubilità.
Cinetica Chimica
(9 CFU)
Velocità di reazione e concentrazioni; Legge fondamentale della cinetica chimica; Costante di velocità e
ordine di reazione; Reazioni elementari; Forma integrata di una legge cinetica (ordine zero, primo e
secondo); Forma generale di una legge di ordine n (A → P); Tempi di dimezzamento; Molecolarità e
meccanismi di reazione; Stadi lenti e veloci; Reversibilità e legge dell'azione di massa; Teoria dello
stato di transizione; Relazione di Arrhenius; Effetto della temperatura sulla costante di velocità; Legame
fra le energie di attivazione e la variazione di entalpia (standard) di una reazione; Nozione di catalisi.
Equilibri Acido-Base
Definizioni di acido e base (secondo Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis); Coppie coniugate acido-base;
Ruolo dell'acqua (legame idrogeno, struttura del protone in soluzione acquosa, prodotto ionico, effetto
livellante); Costanti di idrolisi acida e basica, e loro relazione in una coppia coniugata; Forza di un acido
e di una base, e sue relazioni con fattori strutturali; Gradi di dissociazione/associazione (di acidi/basi
deboli); Legge di diluizione di Ostwald; Comportamento anfotero e anfiprotico; Elettroneutralità di una
soluzione; Acidi e basi monoprotici e poliprotici; Calcolo del pH in vari casi (soluzioni di acidi e basi
forti e/o deboli, monoprotici e poliprotici); Analisi di soluzioni saline; Soluzioni tampone e potere
tamponante; Equazione di Henderson-Hasselbach; Influenze del pH sul calcolo della solubilità.
Analisi Volumetriche e Titolazioni
Punto equivalente (e di fine reazione) in una titolazione; Volume equivalente; Indicatori (cenni);
Titolazioni per neutralizzazione in vari casi (acidi e basi forti, deboli, monoprotici, e poliprotici);
Determinazione delle costanti di idrolisi e dei punti di equivalenza in un sistema poliprotico; Titolazioni
di ossidoriduzione, per precipitazione, potenziometriche; Peso equivalente di un composto (di ossidanti
e riducenti, acidi e basi, elettroliti e specie ioniche); Calcolo di grammoequivalenti e normalità in
soluzioni e miscele gassose; 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; Elettrodo standard a
idrogeno; 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 (redox e
di disproporzione); Tipi di elettrodi (di prima e seconda specie, a gas, redox, a concentrazione); Calcolo
della costante di equilibrio dal potenziale di cella; Misura del pH; Elettrolisi; Sovratensioni; Leggi di
Faraday; Elettrolisi dell'acqua; Identificazione delle reazioni dominanti in un processo di elettrolisi.
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