Crea sito

Programma di chimica:

 

PROGRAMMA d’ESAME    A.A. 2003/04

  • Suddivisione dei sistemi materiali. Fasi. Soluzioni e sostanze pure. Sostanze composte e sostanze elementari. Elementi chimici.
  • Struttura dell’atomo. Particelle sub-atomiche.  Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Difetto di massa e stabilità dei nuclei. Cenni alla fissione e alla fusione nucleare. Massa atomica relativa media, o peso atomico. Concetto di mole. Masse molari. Cifre significative.
  • Molecole. Peso molecolare. Calcoli stechiometrici elementari. Legge di Proust. Formule minime, formule molecolari, e calcoli connessi. Monomeri e polimeri. Formule brute e di struttura. Isomeri.
  • Quanti di energia; costante di Planck. Teoria di Bohr e sue estensioni. Spettri di emissione. Costruzione ideale (aufbau) di atomi. Stato fondamentale e stati eccitati. Principi di Pauli e di Hund. Elettroni interni ed esterni. Elettroni dispari.
  • Principio di indeterminazione. Dualismo particella-onda. Funzioni d’onda.  Orbitali. Loro significato e proprietà: forme, reciproca orientazione, superficie nodali, penetrazione della nuvola elettronica verso il nucleo. Ordine di riempimento degli orbitali.
  • Sistema periodico degli elementi. Gruppi, periodi, serie di transizione. Energia di ionizzazione ed affinità per l'elettrone. Carica nucleare efficace.
  • Legami chimici inter- e intra-molecolari. Legami covalenti omopolari (o apolari). Curve di Morse. Regola dell’ottetto ed eccezioni alla medesima. Legami singoli e multipli; legami s e p. Legami covalenti polari. Elettronegatività. Percentuale di carattere ionico nei legami covalenti polari. Dipoli permanenti e dipoli indotti. Legami dativi.
  • Orbitali molecolari. Condizioni per la loro formazione. Orbitali leganti, antileganti, non-leganti; loro forme e caratteristiche. Ruolo degli orbitali interni. Orbitali molecolari per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari.
  • Risonanza. Ibridazioni. Geometrie molecolari; teoria VSEPR. Formule di struttura per alcune sostanze basilari. Solidi covalenti. Molecole “finite” e strutture “infinite”. Molecole ed unità di formula. Peso-formula. Legami ad elettroni delocalizzati. Struttura della grafite; cenni ai composti di intercalazione, ai fullereni, ai nanotubi, alla superconduttività. Forme allotropiche. Eccezioni alla regola dell'ottetto. Radicali. Molecole elettron-difettive. Acidi di Lewis. Ione H+. Acidi e basi secondo Brønsted. Autoionizzazione dell’acqua. Reazioni acido-base. Ottetti espansi. Acidi e basi poliprotici.
  • Legame metallico. Solidi metallici. Strutture a massima compattezza; strutture octo- e esa-coordinate. Impurezze sostituzionali e interstiziali. Soluzioni solide. Strutture a bande. Conducibilità di 1a specie. Conduttori, semiconduttori, isolanti. Semiconduttori intrinseci ed estrinseci. Semiconduttori composti, e loro reciproca solubilità.
  • Legami elettrostatici. Legame ionico. Solidi ionici. Energia reticolare. Costante di Madelung. Vuoti ottaedrici e tetraedrici. Conducibilità di 2a specie. Difetti nei solidi ionici. Composti non stechiometrici.
  • Interazioni elettrostatiche deboli. Legame idrogeno. Solidi molecolari.
  • Reazioni chimiche. Legge di Lavoisier. Bilanciamento di una reazione non-redox. Numero di ossidazione. Reazioni redox e loro bilanciamento con il metodo della variazione del numero di ossidazione. Disproporzioni. Calcoli sulle quantità delle sostanze partecipanti a reazioni chimiche. Reagente limitante. Rendimento di reazione. Reazioni complete ed incomplete: cenno agli equilibri chimici.
  • Aspetti termodinamici delle reazioni chimiche. 1° principio. Reazioni eso- ed endotermiche. Energia di legame. Legge di Hess. 2° principio. Rendimento della trasformazione calore-lavoro. Cenno al ciclo di Carnot. Entropia. Diseguaglianza di Clausius. Energia libera. Criteri di spontaneità per processi in sistemi isolati e in sistemi chiusi. Lavoro extra-meccanico (o lavoro "utile"). Reazioni spontanee e non. Equazione di Gibbs-Helmholtz. Cenno al 3° principio.
  • Aspetti cinetici delle reazioni chimiche. Specie cineticamente stabili. Ordine di reazione. Stadio lento. Molecolarità di un singolo atto reattivo. Velocità di reazione e concentrazione. Equazione di Arrhenius. Fattore pre-esponenziale; fattore sterico. Energia di attivazione. Catalisi omogenea. Catalisi eterogenea, anche con riferimento all'inquinamento prodotto dai motori a combustione interna; adsorbimento; estensione della superficie di contatto; suo stato fisico e chimico. Specie cineticamente stabili.
  • Stati di aggregazione. Cenno ai plasmi. Classificazione dei solidi. Anisotropia. Solidi amorfi o vetrosi. Viscosità; densità. Cenno ai sistemi metastabili.
  • Stato gassoso. Gas ideale. Miscele gassose. Frazione molare, percentuale in peso ed in volume. Densità e peso molecolare. Calcoli sui gas a comportamento ideale. Distribuzione di Maxwell- Boltzmann delle velocità molecolari. Legge di Graham. Gas reali. Equazione di van der Waals. Fattore di comprimibilità. Isoterme di fluidi reali. Vapori saturi e non. Temperatura critica. Stato liquido: generalità. Concentrazione delle soluzioni: generalità.
  • Conducibilità di seconda specie. Conducibilità specifica e sua dipendenza dalla concentrazione.Meccanismo di Grotthus.
  • Elettrochimica. Reazioni redox come somma di due semireazioni. Il Faraday. Relazione tra quantità di sostanza elettrochimicamente trasformata e carica elettrica messa in circolazione. Semielementi con elettrodo indifferente o partecipante alla semireazione. Pile chimiche. Scala dei potenziali elettrochimici. Equazione di Nernst, con dettagli relativi alle coppie elettrochimiche dell'idrogeno e dell'ossigeno; cenno al prodotto ionico dell'acqua. Uso della scala dei potenziali per valutare la spontaneità di una reazione redox. Calcoli elettrochimici elementari. Aspetti cinetici dei generatori elettrochimici: resistenza interna e caduta ohmica, ruolo dell'elettrodo e della sua superficie. Pile Leclanché classica e alcalina, Ruben, al litio, ad elettrolita solido. Pile a combustibile. Autoscarica.
  • Elettrolisi. Generalità. Leggi di Faraday. Rendimento di corrente. Forza controelettromotrice. Previsioni termodinamiche sui processi anodico e catodico. Sovratensioni. Caduta ohmica. Rendimento energetico. Elettrolisi dell'acqua. Elettrolisi del NaCl in soluzione acquosa. Produzione dell'alluminio.

Accumulatori. Generalità. Rendimento di corrente ed energetico. Condizioni per un accumulatore efficientemente ricaricabile. Accumulatori al piombo, alcalini (ferro-nichel; cadmio-nichel; nichel-idruri metallici), agli ioni litio.

 

 

Testi consigliati

Per la Chimica Generale:

  • Oxtoby e Nachtrieb:    Chimica Moderna;            Ediz. Edises;
  • Silvestroni:                  Fondamenti di Chimica;    Ediz. Masson;
  • Mahan e Myers:          Chimica;                            Ediz. Ambrosiana;
  • Petrucci e Harwood:    Chimica Generale;            Ediz. Piccìn.

Per la Stechiometria

  • Silvestroni e Rallo:                              Problemi di Chimica Generale;             Ediz. Veschi;
  • Andruzzi, Cardinali, Carelli e Trazza: Esercitaz. numer. di Chim. Generale;   Ediz. Ambrosiana.