Chimica

Ateneo “Federico II”, Napoli – Facoltà di Scienze
Corso di laurea triennale in Ottica e Optometria
A.A. 2011-2012
Programma dell’insegnamento di
Chimica
Prof.ssa Angela Tuzi
1.
La Chimica: Materia ed energia. Proprietà fisiche e chimiche. Proprietà intensive ed estensive.
Sistemi omogenei ed eterogenei. Fasi di un sistema. Elementi, composti, miscele. Simboli e
formule chimiche. Reazioni chimiche ed equazioni chimiche.
2.
Atomi, molecole e rapporti di masse: Struttura degli atomi: protoni, elettroni e neutroni.
Numeri atomici e numeri di massa. Isotopi. Pesi atomici e scala dei pesi atomici riferiti al
carbonio-12. Composti molecolari e composti ionici. Ioni poliatomici. Pesi formula e pesi
molecolari. La mole e il numero di Avogadro. Composizione percentuale di un composto
chimico. Formule empiriche: definizione e loro ottenimento da composizioni percentuali.
Formule molecolari.
3.
Stechiometria: Bilanciamento di un'equazione chimica. Calcoli stechiometrici. Resa teorica di
una reazione e reagenti limitanti.
4.
Soluzioni: Definizione di soluzione, solvente e soluto. Vari tipi di soluzioni: gassose, liquide e
solide. Soluzioni acquose. Modi di esprimere la concentrazione di una soluzione: molarità,
molalità, frazione molare, percentuale in peso o in volume. Ottenimento di soluzioni diluite da
soluzioni concentrate.
5.
Principi di reattività chimica: energia e reazioni chimiche. Legge della conservazione
dell’energia. Processi esotermici ed endotermici. Capacità termica specifica. Energia interna e
sua variazione. Entalpia. Entalpia standard di formazione. Variazione di entalpia nelle reazioni
chimiche.
6.
La struttura atomica: frequenza, lunghezza d'onda ed energia di radiazione elettromagnetica.
Interazione della luce con la materia: spettri atomici. Quantizzazione dell'energia e modello
atomico di Bohr. Dualismo onda particella.. Principio di indeterminazione di Heisenberg.
Numeri quantici e orbitali. Forma degli orbitali. Spin dell'elettrone. Principio di esclusione di
Pauli. Regole per predire la configurazione elettronica. Regola di Hund.
7.
La tavola periodica: Configurazioni elettroniche e tavola periodica. Variazioni periodiche delle
dimensioni di atomi e ioni, dell'energia di ionizzazione, dell'affinità elettronica.
8.
Legame ionico e legame covalente: Formazione del legame ionico. Energia reticolare. Simboli
di Lewis. Regola dell'ottetto. Proprietà dei composti ionici. Formazione del legame covalente.
Distanza di legame ed energia di legame. Formule di struttura di Lewis. Regola dell'ottetto e
sue eccezioni: a) composti deficienti di elettroni (Berillio e Boro); b) elementi che possono
espandere l’ottetto. Formule di risonanza. Legami covalenti multipli. Cariche formali,
elettonegatività, polarità di legami. Geometria molecolare: teoria VSEPR. Legami covalenti
polari ed elettronegatività. Geometria molecolare e polarità delle molecole. Teoria del legame
di valenza. Orbitali ibridi sp3, sp2, sp.
9.
Stato gassoso: Equazione di stato dei gas. Miscele di gas, legge di Dalton. Densità dei gas.
10. Liquidi e solidi: Forze intermolecolari. Legami a idrogeno. Proprietà dei liquidi. Evaporazione,
condensazione, pressione di vapore, punto di ebollizione. Solidi cristallini, reticolo cristallino.
Vari tipi di solidi cristallini e relative proprietà fisiche: solidi molecolari, covalenti, metallici e
ionici. Cambiamenti di stato: fusione, solidificazione, sublimazione. Diagrammi di fase: acqua
e biossido di carbonio.
11. Proprietà colligative delle soluzioni. Abbassamento della tensione di vapore (legge di Raoult).
Innalzamento del punto di ebollizione. Abbassamento del punto di gelo. Pressione osmotica.
Proprietà colligative relative a soluzioni di elettroliti. Colloidi e loro definizione
12. Acidi e basi: definizione di Arrhenius. Definizione di Broensted. Coppie acido-base coniugate.
Forza degli acidi e basi. Ossidi acidi e ossidi basici. Reazioni ioniche ed equazioni in forma
ionica.
13. Reazioni di ossidoriduzione: Reazioni redox. Numeri di ossidazione. Bilanciamento delle
reazioni redox con i numeri di ossidazione. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo
delle semireazioni.
14. Equilibrio chimico: Equilibrio chimico e reversibilità delle reazioni. Costanti di equilibrio Kc e
Kp e loro relazione. Principio di Le Chatelier. Variazione dello stato di equilibrio di una
reazione in funzione di: pressione, volume, temperatura e quantità di reagenti o prodotti
aggiunti o sottratti.
15. Equilibri in soluzione acquosa: Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Definizione
di pH. Costanti di equilibrio per acidi e basi deboli (Ka e Kb). Relazione tra Ka e Kb di una
coppia acido-base coniugata. Definizione di pKa, pKb e pKw. Calcolo del pH: acidi o basi
deboli, acidi o basi forti. Soluzioni tampone: composizione e principi di funzionamento.
Equilibri eterogenei: prodotto di solubilità, soluzioni sature e calcolo della solubilità, effetto
dello ione in comune.
16. Chimica organica: Idrocarburi alifatici, alcani, cicloalcani, alcheni, alchini. Idrocarburi
aromatici. Nomenclatura e cenni su proprietà e reazioni. Isomeri strutturali, isomeri geometrici,
isomeri ottici. Gruppi funzionali e loro definizione. Alcoli, eteri, ammine, aldeidi, chetoni, acidi
carbossilici,esteri, ammidi. Saponificazione degli esteri, saponi e micelle. Cenni sui polimeri.
TESTI CONSIGLIATI
Kotz, Treichel, Towensend - CHIMICA - IV Ed. – EDISES
Raymond Chang - FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE - McGraw-Hill
H. Hart, L.E. Craine.... CHIMICA ORGANICA ZANICHELLI