PROGRAMMA DEL CORSO 1. La composizione della materia: molecole e composti molecolari, ioni e composti chimici, la
nomenclatura chimica, peso atomico e peso molecolare.
2. Cenni di teoria atomica e molecolare: natura della luce, atomo di Bohr e spettro degli atomi
d’idrogeno, limiti dell’atomo di Bohr, particelle ed onde, la struttura dell’atomo di idrogeno, la struttura degli atomi a più elettroni, energie degli orbitali, principio di riempimento e sistema
periodico degli elementi, legame chimico, legame covalente, legame ionico, molecole polari,
molecole biatomiche omo ed eteropolari, le geometrie molecolari: ibridazione degli orbitali e teoria
VSEPR.
3. Le reazioni chimiche: le equazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni semplici, numero di
ossidazione e reazioni redox, significato quantitativo delle reazioni chimiche. La stechiometria delle
reazioni: il concetto di mole ed il concetto di equivalente, calcoli stechiometrici.
4. Lo stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato dei gas ideali, volume molare, densità dei gas,
legge della diffusione dei gas, gas reali, equazione di van der Waals per i gas reali, significato
molecolare della pressione e della temperatura, cenni di teoria cinetica dei gas.
5. Cenni sullo stato solido: solidi cristallini metallici e ionici, strutture compatte, solidi molecolari e
solidi reticolari covalenti, solidi vetrosi.
6. Lo stato liquido e le soluzioni: pressione di vapore dei liquidi e temperatura di ebollizione,
solvatazione dei soluti, concentrazione delle soluzioni, legge di Raoult, forze intermolecolari e
deviazioni dalla legge di Raoult, proprietà colligative delle soluzioni, calcolo dell’abbassamento crioscopico e dell’innalzamento ebullioscopico, osmosi e calcolo della pressione osmotica.
7. Cenni di termodinamica e termochimica: variabili di stato, I principio della Termodinamica, capacità
termiche molari, misura del calore, Legge di Hess ed entalpie di reazione, II principio della
Termodinamica , III principio della Termodinamica ed entropie di reazione, energia libera,
relazione tra l’energia libera e la costante di equilibrio.
8. Cinetica ed equilibrio chimico: reazioni di equilibrio, velocità di una reazione chimica, ordine di una
reazione, cammino di reazione, energia di attivazione ed equazione di Arrhenius, deduzione cinetica
dell’equilibrio chimico, costante di equilibrio, influenza della concentrazione, della pressione e
della temperatura sugli equilibri chimici, catalisi, catalizzatori omogenei ed eterogenei.
9. Equilibri ionici in soluzione acquosa: acidi e basi forti, acidi e basi deboli, prodotto ionico
dell’acqua, calcolo del pH di acidi e basi forti, calcolo del pH di acidi e basi deboli, reazioni
d’idrolisi, soluzioni tampone, acidi poliprotici, cenni sulle titolazioni acido-base, teorie dell’interazione soluto-solvente, limiti della teoria di Arrhenius e teoria di Bronsted e Lowry, teoria
acido-base di Lewis, solubilità dei sali e prodotto di solubilità.
10. Elettrochimica: conducibilità delle soluzioni acquose, conducibilità specifica e conducibilità
equivalente, conducibilità equivalente di elettroliti forti e deboli, conducibilità a diluizione infinita e
misura del grado di dissociazione, elettrolisi, leggi di Faraday, pile e potenziali normali di
semilelementi, uso dei potenziali normali per la previsione di una reazione redox, sovratensione e
potenziali di scarica.
