CHIMICA GENERALE ED INORGANICA ( cod. 13482)

Sostanze elementari e composti chimici. Tavola Periodica. Simboli chimici degli elementi. Fenomeni chimici e fenomeni fisici. Sistemi chimicamente omogenei ed eterogeni. Il concetto di fase. Le miscele. Teoria atomica di Dalton. L’atomo come unità fondamentale della materia, attraverso cui avvengono le trasformazioni chimiche. Legge di Lavoisier. La definizione di massa e di peso. Il principio di Avogadro. Massa e Peso atomico. La scala dei pesi atomici. Peso Molecolare. Regola di Canizzaro. Formule chimiche: significato qualitativo e quantitativo. Unità di massa atomica. Simboli chimici e formule. Particelle subatomiche fondamentali: protone, neutrone ed elettrone. Numero atomico e numero di massa. Definizione ed applicazione di numero di ossidazione. I numeri di ossidazione degli elementi. Nomenclatura dei composti inorganici: ossidi ed idrossidi. Preparazione degli idrossidi. I perossidi, gli ossidi basici e le anidridi. Nomenclatura IUPAC, di Stock e tradizionale per ossidi, anidridi ed idrossidi. Gli acidi: idracidi (nomenclatura IUPAC e tradizionale) e ossoacidi (nomenclatura tradizionale). I sali e le reazioni di salificazione: reazioni di semplice scambio e reazione di doppio scambio. Esercizi sulle reazioni di preparazione dei Sali e sulla nomenclatura dei composti inorganici. Regole per il bilanciamento delle Reazioni non Redox e Redox. Esercizi sulle moli e calcoli stechiometrici. Sostanze a carattere acido e sostanze a carattere basico. Equazioni molecolari ed equazioni ioniche. Struttura dell’atomo: natura elettrica della materia, natura corpuscolare dell’elettricità. Modello atomico di Thomson e di Rutherford. Isotopi ed isobari. Radiazione elettromegnetica. Teoria quantica e relazione di Planck. Atomo di Bohr. Dualismo onda – particella (Relazione di De Broglie). Principio di indeterminazione di Heisenberg. Meccanica ondulatoria. Equazione di Schroedinger. Orbitali atomici e numeri quantici. Atomi Polielettronici. Aufbau: Regole di Hund e Principio di esclusione del Pauli. Tavola periodica. Proprietà periodiche: energia di prima ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Metalli e non metalli. Esercizi: configurazioni elettroniche allo stato fondamentale degli atomi degli elementi. Bilanciamento reazioni redox scritte in forma ionica. Il legame chimico. Legame ionico e legame covalente. Teoria di Lewis. Regola dell’ottetto. Espansione della sfera di valenza. Legame covalente polare ed apolare. Legame covalente dativo. Calcolo della percentuale di carattere ionico di un legame. Geometria molecolare. Teoria VB o del legame di valenza. Ibridizzazione (esempio Carbonio: sp3, sp2, sp). Legami deboli. Forze di Van der Waals: Forze dipolo-dipolo; Forze dipolo – dipolo indotto; Forze dipolo istantaneo – dipolo istantaneo. Legame ad idrogeno. Molecole paramagnetiche e diamagnetiche. Stati di aggregazione della materia. Stato gassoso. Equazione di stato dei gas perfetti. Leggi dei gas ideali: Legge di Boyle, di Gay-Lussac I°; di Gay- Lussac II°, Legge di Dalton sulle miscele di gas; calori molari dei gas. Gas reali. Stato liquido: proprietà. Tensione superficiale; evaporazione, tensione di vapore, ebollizione, punto di ebollizione. Passaggi di stato. Le soluzioni: concentrate e diluite. Modi di esprimere la composizione di una soluzione. Dissoluzione di un solido ionico in acqua. Solubilità. Fattori che influenzano la solubilità. Esercizi sulle concentrazioni delle soluzioni. Soluzioni ideali. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni. Elettroliti forti ed elettroliti deboli. Pressione osmotica. Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche. Stato solido: solidi cristallini e solidi amorfi. Polimorfismo ed isomorfismo. Confronto tra diamante e grafite. Tipi di trasformazioni chimiche. Fun