Nomenclatura dei composti inorganici. Stati d’aggregazione della materia. Elementi e atomi. I composti e le molecole. Trasformazioni chimiche e fisiche. La struttura dell’atomo: protoni, neutroni, elettroni. Massa atomica. Numero atomico. La tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi. Il concetto di mole e di massa molare. Reazioni chimiche di combustione e loro bilanciamento. Composizione percentuale in peso. Determinazione della formula minima di un composto. Formula minima e formula molecolare. Dalla composizione percentuale in peso alla formula minima di un composto. Dalla formula minima e dalla massa molare alla formula molecolare di un composto. Gli elettroni nell’atomo. Bohr e la quantizzazione dell’energia. De Broglie e Schrödinger e il modello probabilistico. Numeri quantici e orbitali atomici. Costruzione ideale dell’atomo (aufbau). Struttura elettronica esterna e le proprietà periodiche degli elementi. Aufbau per gli elementi con 1≤ z ≤ 21. Legame chimico. Gli elettroni di valenza. La regola dell’ottetto e la notazione di Lewis. Composti che fanno eccezione alla regola dell’ottetto. La molecola d’idrogeno. Legame covalente omeopolare. Legame ionico. Legame covalente eteropolare. Elettronegatività. Legame metallico. Legami di tipo sigma (σ) e di tipo pi-greco (π). I legami chimici nelle tre dimensioni dello spazio e la geometria molecolare (modello VSEPR). La geometria molecolare ed il modello dell’ibridazione degli orbitali atomici. Formule di struttura di composti inorganici. Geometria delle molecole e polarità. Forze intermolecolari. Stati d’aggregazione della materia: proprietà di gas, liquidi e solidi. Teoria cinetica molecolare. Calore e passaggi di stato. Entalpia. Diagramma di stato dell’acqua e dell’anidride carbonica. Il concetto di numero d’ossidazione. Reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento. Scala dei potenziali standard di riduzione. I gas. Equazione di stato dei gas ideali. Frazione molare e pressioni parziali. Applicazione dell’equazione di stato dei gas ideali: determinazione della massa molare di un composto gassoso. Gas reali. Diagramma di comprimibilità dei gas. Equazione di Van der Waals. Soluzioni e loro proprietà. Unità di misura della concentrazione e conversione tra le diverse unità di misura. Proprietà colligative. Soluzioni di elettroliti ed il fenomeno della conduzione elettrica. L’equilibrio chimico. Quoziente di reazione e costante d’equilibrio. Modi di esprimere la costante d’equilibrio: Kp e Kc. Principio di Le Chatelier e la legge d’azione di massa. Costante d'equilibrio e calore: l'equazione di Van't Hoff. Equilibri chimici in soluzione. Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry e Lewis. Reazioni acido base. Reazioni di trasferimento protonico e costante di dissociazione degli acidi. Correlazione struttura/acidità per acidi e basi. Il pH. Le soluzioni tampone. Equilibri chimici eterogenei (cenni). Dispositivi elettrochimici (cenni). Equazione di Nernst. Applicazione delle pile alla misura del pH.

Qualsiasi testo di Chimica Generale a livello universitario è utile alla preparazione dell’esame. Coloro i quali dovessero acquistarne uno possono scegliere tra: - Nivaldo J. TRO “Chimica. Un approccio molecolare” (II Edizione), Casa editrice EdiSes, Napoli, 2018 - M.S. SILBERBERG “Chimica. La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni” (IV edizione), casa editrice McGraw-Hill, Milano, 2019 ESERCIZI - BALESTRIERI, GIOMINI, GIUSTINI “Fondamenti di Stechiometria” (II edizione), casa editrice EdiSES, Napoli, 2009

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