. –Chimica
PROF. GIACOMO GEROSA
OBIETTIVO DEL CORSO
Il corso si propone di fornire agli studenti le conoscenze necessarie
all’interpretazione delle relazioni proprietà/struttura della materia.
PROGRAMMA DEL CORSO
1. Teoria atomica della materia
Elementi e composti
Elementi e composti. Natura atomica della materia. Simboli atomici. Numero atomico e
di massa. Ioni e ioni poliatomici. Isotopi. La tavola periodica. Metalli, nonmetalli e
semimetalli.
La mole
La mole. Determinare la formula di un composto. Analisi elementare. Soluto, solvente e
soluzione. Concentrazione di una soluzione, la molarità. Reazioni chimiche e legge di
conservazione degli atomi. Bilanciamento di equazioni chimiche.
La struttura dell’atomo
Il modello di Rutherford. Onde e particelle. Lo spettro atomico. Il modello atomico di
Bohr. I livelli energetici dell’atomo di idrogeno. Energia di prima ionizzazione. Il
modello a gusci e la tavola periodica. La spettroscopia fotoelettronica e la struttura degli
atomi. Equazione di Shrödinger. Gli orbitali elettronici e il principio di esclusione di
Pauli. Le regole di Hund. Energie di seconda, terza quarta ionizzazione e successive.
Gusci e sottogusci di orbitali. Proprietà periodiche degli elementi. Cenni di chimica
nucleare.
2. Il legame chimico
Il legame covalente
Gli elettroni di valenza. Il legame covalente. Le strutture di Lewis. lunghezze di legame.
Ibridi di risonanza. Elettronegatività. Carica parziale. Carica formale. Geometria delle
molecole (VSEPR). La teoria del legame di valenza. Orbitali atomici ibridi. Teoria
dell’orbitale molecolare. Molecole con doppi e tripli legami.
I legami metallici e ionici
I metalli dei gruppi principali e i loro ioni. I metalli di transizione e i loro ioni. Il legame
ionico. Le strutture dei composti ionici. I legami metallici. La relazione tra legami
ionici, covalenti e metallici. Numeri di ossidazione. Calcolo dei numeri di ossidazione.
Nomenclatura.
Forze intermolecolari
Forze di Van der Waals. Dipoli e legami dipolo-dipolo. Polarità e apolarità delle
molecole. Conseguenze sullo stato fisico e sulla solubilità.
3. Stati di aggregazione della materia
I gas
Le proprietà dei gas. La temperatura. La pressione. Le leggi dei gas. Teoria cinetica dei
gas. L’equazione dei gas ideali. Deviazione dal comportamento ideale e fattore di
compressione. Diffusione e Legge di Graham. Miscele di gas.
I solidi
Tipi di solidi e proprietà. Reticoli cristallini e celle cristallografiche.
Liquidi e soluzioni
Proprietà dei liquidi. Evaporazione, tensione di vapore, ebollizione. Temperature di
fusione e di ebollizione. Calore specifico. Legame idrogeno e proprietà anomale
dell’acqua. Soluzioni. Solubilità in acqua. Solvatazione e ionizzazione. Equilibri di
solubilità e regole di solubilità. Molecole idrofiliche e idrofobiche. Proprietà colligative.
4. Reazioni chimiche
Reazioni chimiche e stechiometria
Nomenclatura. Formula minima e molecolare. Reazioni chimiche. Bilanciamento di
equazioni chimiche. Reagente limitante. Soluzioni. Concentrazione di una soluzione.
Termochimica delle reazioni
Richiami termodinamica. Energia e calore. Prima legge della termodinamica ed entalpia.
Formazione e rottura dei legami: entalpia di reazione ed entalpia di formazione. Entalpia
di legame. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entropia e secondo
principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Spontaneità delle reazioni.
Diagrammi di stato.
Equilibrio chimico
Velocità di una reazione. Equilibrio chimico in sistemi omogenei. Costante di equilibrio.
Quoziente di reazione. Effetto della temperatura sull’equilibrio. Principio di Le
Chatelier. Il processo Haber-Bosch. Equilibri eterogenei.
Acidi e basi
Definizione di Arrhenius e di Bronsted-Lowry. pH. Acidi e basi forti e deboli, acidi e
basi coniugate. Acidi poliprotici. Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi. Indicatori.
Titolazioni acido-base. Sali di acidi deboli e sistemi tampone.
Elettrochimica
Reazioni di ossido-riduzione (RED-OX). Agenti ossidanti e riducenti. Pila di Daniell e
celle voltaiche. Potenziali standard di riduzione. Legge di Nernst. Elettrolisi dell’acqua.
Celle elettrolitiche. Legge di Faraday. Corrosione galvanica e protezione catodica.
5. Cenni di chimica inorganica ed organica.
Principali composti inorganici. Fonti di approvvigionamento e principali reazioni.
Chimica del C e principali composti organici. Chimica dello N, dello S, del P,
dell’ossigeno, degli alogeni. Cicli degli elementi in natura (cenni).
Esercitazioni
Stechiometria. Massa, moli, concentrazioni. Bilanciamento reazioni acido-base, reazioni di
scambio e doppio scambio, ossidoriduzione in forma molecolare e ionica. Geometrie
molecolari con modelli strutturali.
BIBLIOGRAFIA
Testi di base (uno a scelta, in ordine di preferenza)
- J.N.SPENCER - G.M.BODNER - L.H.RICKARD, Chimica, Zanichelli, 2002.
- P.ATKINS -L.JONES, Principi di chimica, Zanichelli, 2002.
- L.PALMISANO - M. SCHIAVELLO, Elementi di chimica, EdiSES, Napoli, 2007.
DIDATTICA DEL CORSO
Lezioni in aula ed esercitazioni in aula.
METODO DI VALUTAZIONE
Prova scritta e colloquio orale.
AVVERTENZE
Il prof. Gerosa riceve su appuntamento da concordare telefonicamente allo 0302406719, oppure al 335-7813407, oppure scrivendo a [email protected]
