Chimica (6 cfu) C.d.S. in Fisica - a.a. 2016/2017
La materia. Miscele, elementi e composti. Atomi, ioni e molecole. Cenni alla struttura
atomica (elettroni, protoni e neutroni). Gli isotopi.
Le quantità chimiche. Definizione di mole. Massa molare e unità di massa atomica. Massa
atomica e molecolare. Formula minima, bruta e molecolare. Relazioni tra composizione
percentuale e formula minima.
Nozioni elementari di nomenclatura. Classificazione degli elementi e dei composti.
Nomenclatura e formule dei composti binari, molecolari e ionici. Bilanciamento
stechiometrico. Equazioni in forma ionica. Calcoli relativi alle relazioni ponderali nelle
reazioni. Resa e agente limitante.
Le soluzioni. Concentrazione espressa come: percentuale in massa, frazione molare, molarità,
parti per milione.
La struttura elettronica dell’atomo. Numeri quantici e orbitali atomici; livelli energetici
dell’atomo di idrogeno. Atomi multielettronici. Proprietà atomiche ad andamento periodico:
dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. La tavola
periodica degli elementi.
Il legame chimico. Legame ionico e covalente. Strutture di Lewis: regola dell’ottetto e sue
eccezioni. Legami multipli e risonanza. Geometria molecolare (metodo VSEPR). Geometria e
polarità delle molecole. Isomeria. Teoria del legame di valenza: orbitali ibridi da orbitali s e p.
Teoria dell’orbitale molecolare per le molecole biatomiche omonucleari.
Le proprietà dei gas. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas e pressioni parziali.
Forze intermolecolari. Forze di van der Waals. Il legame a idrogeno e le sue manifestazioni.
Solidi ionici, molecolari, covalenti. Strutture rappresentative: cloruro di sodio, grafite,
diamante. Liquidi e solvatazione. Le soluzioni.
Cambiamenti di stato in sistemi mono-componente. Pressione di vapore, diagrammi di stato
P-T; proprietà critiche.
Equilibrio chimico. Equilibrio dinamico. La legge di azione di massa: la costante di
equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Composizione di miscele di reazione
all’equilibrio. Grado di dissociazione. Risposta dell’equilibrio chimico alle perturbazioni
(principio di Le Chatelier).
Acidi e basi. Definizione di Arrhenius e Brønsted-Lowry. L’acqua nelle reazioni acido-base.
Definizione di pH. Forza degli acidi e delle basi e reazioni di scambio protonico. Acidi/basi
forti e deboli. Calcolo del pH di soluzioni di acido/base forte, acido/base debole. Relazione tra
Ka e Kb. Soluzioni tampone. Titolazione di acidi/basi forti o deboli con basi/acidi forti. Acidi
poliprotici. Indicatori di pH.
Equilibri di solubilità. Solubilità e saturazione; ruolo della temperatura. Prodotto di solubilità
di sali poco solubili. Effetto dello ione comune, degli equilibri acido-base secondo BrønstedLowry sulla solubilità. Reazioni di precipitazione.
Processi ossidoriduttivi. Stato di ossidazione. Processi ossidoriduttivi chimici ed
elettrochimici: le pile. Ossidanti e riducenti. Potenziali standard di riduzione. L’equazione di
Nernst.
Materiale presente solo all’inizio del testo Principi di chimica):
pag. F1-F37; F40-F46; F49-F62 (con esclusione di paragrafo G.2); F64-F67; F69-F73; F76F95; F99-F107
Fondamenti di chimica generale – P. Atkins e L. Jones
Capitolo 1: pag. 2-19; 25-50.
Capitolo 2: pag. 60-90 (con esclusione scheda 2.2).
Capitolo 3: pag. 99-132.
Capitolo 4: pag. 140-159; 167-170.
Capitolo 5: pag. 179-188; par. 5.9-5.11.
Capitolo 9: par. 9.1-9.2, 9.4-9.9; 9.12-9.13.
Capitolo 10: par. 10.1-10.5; 10.7-10.9; 10.11-10.12
Capitolo 11: par. 11.1-11.13; 11.18-11.19
Capitolo 12: pag. 497-517; 520-525
Capitolo 13: pag. 538-549; 553-565
