Elementi, Composti, Calcoli Stechiometrici: l'atomo, numero atomico, numero di massa, elementi e composti, massa atomica e massa molecolare relative. Composizione percentuale in massa di un composto: formula minima e formula molecolare. Mole e massa molare. Stechiometria di reazione. ( 8 ore) Struttura elettronica dell’atomo e classificazione periodica degli elementi: modelli atomici; spettri di emissione e di assorbimento. Modello ondulatorio-corpuscolare della luce e della materia: da Planck a de Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Modello quantistico dell’atomo di idrogeno di Bohr. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: i livelli energetici, gli orbitali. Configurazione elettronica di atomi polielettronici: la tavola periodica degli elementi. Struttura elettronica e proprietà degli elementi. Affinità elettronica e potenziale di ionizzazione. (6 ore) Legami Chimici: Legame ionico. Legame covalente secondo la teoria del Legame di Valenza. Elettronegatività e polarità nei legami. Legami intermolecolari e stati di aggregazione della materia: legame idrogeno, forze di Van der Waals. Struttura delle molecole, geometria e ibridizzazione: il metodo VSEPR. Risonanza. Il legame chimico secondo la teoria degli Orbitali Molecolari: cenni – diagrammi di correlazione per molecole biatomiche, legami a elettroni delocalizzati. Il legame metallico: modello a bande. Conduttori, semiconduttori e isolanti. Stato di ossidazione degli elementi e reazioni redox: Stato di ossidazione di un elemento in un composto e variazioni: reazioni redox. Bilanciamento di una redox mediante il metodo della variazione del numero di ossidazione. (10 ore) Stato Gassoso: gas ideali ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas e distribuzione di Maxwell Boltzmann: cenni. Miscugli gassosi: frazione molare, pressione parziale, densità gassosa, densità relativa, massa molecolare apparente. Gas reali ed equazione di Van der Waals. (4 ore) Energia in movimento: termodinamica chimica. Variazione di energia nelle trasformazioni: equivalenza tra calore e lavoro meccanico, 1° principio della termodinamica, energia interna, entalpia, legge di Hess. Spontaneità di una trasformazione: 2° principio della termodinamica, entropia, energia libera, potenziale chimico. (6 ore) Equilibrio di materia: Equilibri di fase. Sostanze pure: equilibrio tra fasi, equazione di Clausius-Clapeyron, diagrammi di stato di acqua e anidride carbonica. Miscele non reattive liquido-liquido: equilibrio liquido-vapore, la legge di Raoult e deviazioni. Distillazione di miscele ideali e reali. Soluzioni e proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopio, pressione osmotica. (6 ore) Equilibrio di materia: Equilibri di reazione. Equilibri gassosi omogenei ed eterogenei. Legge delle masse: costanti di equilibrio kp e kc. Grado di avanzamento della reazione. Il principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la composizione di un sistema all’equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van’t Hoff. (6 ore) Equilibri ionici in soluzione acquosa. La reazione di autoprotolisi dell’acqua e il pH. Acidi e basi secondo la teoria di Brønsted e Lowry. Calcolo del pH per un acido (base) forte e per un acido (base) debole monoprotico in soluzioni diluite e molto diluite. Idrolisi salina. Acidi e basi poliprotici: cenni. Elettroliti anfoteri. Mescolamenti non reattivi (diluizioni) e mescolamenti reattivi (neutralizzazioni). Soluzioni tampone. (10 ore) Equilibri eterogenei in soluzione acquosa. Sali poco solubili: soluzione satura, solubilità, prodotto di solubilità. Precipitazione da soluzione, effetto dello ione comune, influenza del pH sulla solubilità. (4 ore) Cinetica Chimica: velocità di reazione. Meccanismo di reazione e teoria dello stato di transizione. Equazione cinetica per reazioni del primo e secondo ordine. Influenza della temperatura: equazione di Arrhenius. Catalisi. (4 ore) Elettrochimica: Semireazioni redox e bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. Energia libera e lavoro utile: conversione dell’energia chimica in energia elettrica. Semielementi galvanici e celle galvaniche. Forza elettromotrice ed equazione di Nernst. Semielementi di riferimento: l’elettrodo standard a idrogeno. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. Corrosione galvanica, passivazione. (8 ore) Cenni di Chimica Organica Idrocarburi alifatici saturi e insaturi: nomenclatura, isomeria di struttura, conformazionale e geometrica, reattività (sostituzione radicalica degli alcani). Idrocarburi aromatici (il benzene). Principali gruppi funzionali: alogenuri alchilici, alcoli, ammine, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, esteri e ammidi. (4)

Peter Atkins e Loretta Jones, “Principi di Chimica”, 4a ed., Zanichelli Mario Schiavello e Leonardo Palmisano, “Fondamenti di Chimica”, 5a ed., EdiSES Petrucci Herring Madura Bissonette, "Chimica generale", 11a ed., Piccin

LA STRUTTURA DELLA MATERIA - Particelle fondamentali in un atomo. - Numero atomico e numero di massa di un atomo. - Nuclidi, isotopi ed elementi chimici. - Massa atomica relativa. - La mole come unità di misura della quantità di sostanza e il Numero di Avogadro. STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI - Il modello di Bohr dell'atomo di idrogeno. - Principio di indeterminazione di Heisenberg. - Equazione di De Broglie e cenni sulla trattazione ondulatoria. - L'orbitale atomico. - Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. - Raggio atomico. LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI - Concetto di legame e l'energia di legame - Il legame atomico (o covalente). - Legami atomici semplici doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). - Elettronegatività degli elementi. - Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari. - Il legame ionico. - L'ibridizazione degli atomi e le geometrie delle molecole. - Il legame metallico. SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI - Composizione elementare di un composto chimico e sua formula minima. - Formule molecolari ed unità di formula. - Masse formali relative. - Massa molare di una sostanza. - Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica: equazione stechiometrica (o chimica). - Bilanciamento di una equazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche o non stechiometriche. Rendimento di una reazione. STATI DI OSSIDAZIONE DI ELEMENTI E REAZIONI REDOX - Stato di ossidazione di un elemento in un composto. - Correlazione tra stati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica. - Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox. Coppie redox. STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas. Applicazione della legge dei gas in chimica. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa molecolare (media). - Gas reali ed equazione di Van der Waals. - Liquefazione dei gas e stato critico. Stato solido. Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti solidi metallici. Stato liquido. Evaporazione e solidificazione dei liquidi. Soluzioni (liquide): solvente e soluto (gassoso, solido e liquido), concentrazione delle soluzioni e concetto di saturazione. TERMODINAMICA CHIMICA Sistemi termodinamico e ambiente: variabili di stato (intensive ed estensive), funzioni di stato. - L'equilibrio termodinamico, trasformazioni reversibili ed irreversibili. - Lavoro meccanico nelle trasformazioni termodinamiche. - 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la funzione di stato, entalpia. - Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione termochimica. - Stati standard delle sostanze. - Additività delle equazioni termochimiche (legge di Hess). - 2° Principio della termodinamica: la funzione di stato entropia. L'entropia allo zero assoluto (3° Principio della termodinamica). - La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). - Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. - Il potenziale chimico. - Variazione dell'energia libera del sistema nel progressivo avanzamento di una reazione fino all'equilibrio. - Legge dell'equilibrio chimico: costante standard (di equilibrio) di una reazione. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van t'Hoff. Il rendimento di una reazione. EQUILIBRI TRA FASI DIVERSE DI SOSTANZE CHIMICAMENTE NON REAGENTI Sistemi ad un solo componente. - Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius - Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua. Sistemi a due componenti completamente miscibili. - L’equilibrio liquido-vapore: legge di Raoult. Diagrammi isotermi "pressione di vapore - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Diagrammi isobari "temperatura di ebollizione - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Distillazione. Sistemi a due componenti completamente immiscibili o parzialmente miscibili. - Concetto di immiscibilità e aspetto chimico del fenomeno. Costante di ripartizione di una sostanza in due liquidi immiscibili. - Miscibilità parziale e lacuna di miscibilità per liquidi e solidi. PROPRIETA’ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI ED ELETTROLITI - Proprietà colligative: Abbassamento della pressione di vapore del solvente nel passare da solvente puro a soluzione; abbassamento della temperatura di congelamento e innalzamento della tempeatura di ebollizione di una soluzione. - Curve di raffreddamento, diagrammi eutettici e peritettici di soluzioni e leghe. - La conduzione elettrica delle soluzioni elettrolitiche: conduttività, conduttività equivalente e conduttività equivalente limite. EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione (Kc). La reazione di auto-ionizzazione dell'acqua e sua costante di reazione (Kw). Definizione di acido e di base secondo Arrhenius. Reazione acido-base secondo Bronsted e Lewis. Soluzioni neutre, acide e basiche: il pH. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi, e sali. Calcolo del pH di miscele di acidi, basi e acido forte con base forte: neutralizzazione. Elettroliti poco solubili: solubilità e prodotto di solubilità (Kso) ELETTROCHIMICA - Semi reazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. - Reazioni redox e possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici. - L’equazione di Nernst. - Forza elettromotrice di un elemento galvanico. - Potenziale elettrodico e potenziale elettrodico standard di un semi elemento. – Semi elemento standard di idrogeno. - Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox, potere ossidante e riducente delle coppie redox. CINETICA CHIMICA Cenni sulla velocità di reazione .

Chimica generale e inorganica Autori: Tagliatesta - Failla - Paolesse - Pasini - Pasquali - Valli Ed. Edi Ermes Fondamenti di chimica Autori: Paolo Silvestroni Ed. Zanichelli Problemi di chimica Autori: Mauro Pasquali Alessandro Dell'Era Ed. Esculapio