ELEMENTI, SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI. Struttura dell'atomo. Struttura del nucleo. Nucleoni. Decadimento radioattivo. Fusione e Fissione nucleare. Numero atomico e numero di massa di un atomo. Nuclidi isotopi ed elementi chimici. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Sostanze, formule molecolari. Masse molecolari relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Costante di Avogadro. Massa molare di una sostanza. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica, equazione stechiometrica (o chimica). Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso. Analisi indiretta. STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI. Radiazioni elettromagnetiche. Modello atomico di Bohr. Modello ondulatorio-corpuscolare della luce. Spettro di assorbimento e di emissione degli atomi. Principio di Heisenberg. L'atomo secondo la meccanica ondulatoria (orbitali, livelli energetici, numeri quantici). Equazione di Schrödinger. Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: principio della minima energia, principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Costruzione elettronica degli atomi degli elementi nel loro stato fondamentale: classificazione periodica degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI. Legame atomico (o covalente): teoria del legame di valenza e dell’orbitale molecolare (cenni). Raggio atomico, distanza di legame, energia di legame e curva di Morse. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari: momenti dipolari. Elettronegatività degli elementi. Legame ionico: energia reticolare, costante di Madelung. Geometria delle molecole: orbitali ibridi. Risonanza. Legami ed elettroni delocalizzati (benzene). Legame metallico, proprietà dei metalli. Conduttori elettronici, semiconduttori e isolanti. Forze intermolecolari dipolo-dipolo (Van der Waals), legame idrogeno, forze di dispersione di London. Formule di struttura. STATI Dl OSSIDAZIONE DEGLI 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 con metodo elettronico. STATI Dl AGGREGAZIONE DELLA MATERIA. Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi (cristallini). Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti mononucleari ed eteronucleari, solidi metallici. Stato liquido: Proprietà macroscopiche dei liquidi. Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Applicazione della legge dei gas. Legge di Dalton. Gas reali ed equazione di Van der Waals. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali. CENNI DI TERMODINAMICA CHIMICA. Sistema, ambiente, universo. Reazioni endotermiche ed esotermiche. 1°, 2° e 3° principio della termodinamica: energia interna, entalpia, entropia, energia libera. Legge di Hess. Criterio di spontaneità di una trasformazione (entropia ed energia libera). EQUILIBRI TRA FASI. Sistemi ad un componente: Passaggi di stato per un sistema ad un componente; equazione di Clapeyron. Diagrammi di stato dell'acqua e dell'anidride carbonica, tensione di vapore, temperatura di ebollizione. Sistemi a due componenti: Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Soluzioni di soluti non volatili e non elettroliti: Proprietà colligative. Variazione della pressione di vapore del solvente nel passaggio solvente puro-soluzione diluita. Variazione della temperatura di ebollizione e congelamento del solvente per aggiunta di soluto non volatile e non elettrolita. Pressione osmotica. EQUILIBRI GASSOSI Dl REAZIONE IN SISTEMI OMOGENEI ED ETEROGENEI. Costante di equilibrio di una reazione Kp. Leggi modello (o leggi limite) dell'equilibrio chimico per sistemi omogenei (in fase gassosa) e per sistemi eterogenei. Dissociazione gassosa: grado di dissociazione.Effetti sulla composizione di un sistema all’equilibrio provocati: a) da una variazione della quantità dei componenti. b) da una variazione della pressione o del volume c) da una variazione della temperatura (entalpia di reazione, equazione di Van't Hoff). EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA. La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione Kc in soluzione. La reazione di ionizzazione dell'acqua e la sua costante di autoprotolisi Kw. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non-ionica e ionica: acidi e basi (di Brønsted-Lowry e di Lewis), sali. Effetto induttivo sulla forza degli acidi. Effetto livellante dell'acqua. Grado di dissociazione. Composizione di equilibrio e calcolo del pH di soluzioni "diluite" di soluti acidi, basici e salini. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.

Qualsiasi testo di Chimica generale e di stechiometria - N. J. Tro, Chimica, Casa Editrice Edises (contiene anche esercizi di stechiometria) - Chimica Generale – Petrucci, Herring, madura, Bissonnette – Piccin (2013) (contiene anche esercizi di stechiometria) - T. L. Brown, H. E. LeMay, C. J. Murphy, P. Woodward, Fondamenti di Chimica, Casa Editrice Edises (contiene anche esercizi di stechiometria)

Elementi, Sostanze e Calcoli StechiometriciParticelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi, isotopi ed elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Mole. Sostanze, formule molecolari ed unità di formula. Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Quantità di sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso.Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli ElementiModello ondulatorio–corpuscolare della luce. Spettri atomicidi emissione ed assorbimento. Il modello quantistico di Bohrdell'atomo d’idrogeno. Principio d’indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo d’idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: 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.Teoria elementare del legame chimico -Strutture e Geometrie MolecolariLegame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Orbitali molecolari. Teoria degli Orbitali Molecolari. Applicazioni alle molecole biatomiche omo ed eteronucleari. Molecole dia e paramagnetiche. Forze intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London.Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni RedoxStato di ossidazione di un elemento in una specie chimica pura. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox con il metodo elettronico.Stati di Aggregazione della MateriaStato gassoso. Proprietà macroscopichedei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Legge di Dalton e miscugli gassosi: frazionimolari, pressioni parziali, massa molecolare (media).Gas reali ed equazione di Van der Waals. Stato solido. Classificazione in solidi ionici, covalenti, metallici e molecolari. Proprietà macroscopiche dei solidi. Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide): passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida. Concentrazione dellesoluzioni, diluizione e mescolamento di soluzioni.Energetica delle trasformazioni fisico-chimicheSistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 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. Entalpia molare standard di formazione. Additività delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. Energia libera e lavoro utile.Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagentiSistemi ad un solo componente.Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di carbonio. Sistemi a due componenti. Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoulte relativi diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Composizione delle soluzioni e loro proprietàEspressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni sature. Proprietà colligativedi non elettroliti: abbassamento della pressione di vapore di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi.Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogeneiGeneralità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante standard diequilibrio di una reazioneomogenea e/o eterogenea. Influenza della variazione di composizioneo della pressione totale sull'equilibrio atemperatura costante. Influenza della temperatura sull'equilibrio: equazione di van't Hoff(forma differenziale ed integrale).Equilibri ionici in soluzione acquosaLa legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi, sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni acido-forte/base forte. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.Testi consigliati:Teoria+Esercizi: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (Quinta Edizione) -Ed. EdiSESperulteriori approfondimenti teorici:P. SILVESTRONI: Fondamenti di Chimica (Undicesima Edizione, a cura di M. Pasquali, A. Latini)-Ed. Casa Editrice AmbrosianaN.B.Ad integrazione degli esercizi del testo è disponibile del materiale didattico (esercizidi autovalutazione, di approfondimento e temi di esame con soluzione) al seguente indirizzo: http://www.sbai.uniroma1.it/~stefano.vecchio/index.html

Teoria+Esercizi: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (Quinta Edizione) -Ed. EdiSES per ulteriori approfondimenti teorici: P. SILVESTRONI: Fondamenti di Chimica (Undicesima Edizione, a cura di M. Pasquali, A. Latini)-Ed. Casa Editrice Ambrosiana