Docente
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PETRUCCI RITA
(programma)
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
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