Obiettivi formativi
<br />l’obbiettivo dell’insegnamento è di fornire allo studente gli strumenti per comprendere le principali caratteristiche e comportamento della materia, guidandolo alla comprensione delle principali leggi della fisica e della chimica e alla risoluzione di problemi chimici
Contenuti dell'insegnamento
<br />1)definizione di sistema e ambiente, sistemi isolati, chiusi e aperti; 2) definizione di funzioni di stato; 3) energia: energia cinetica ed energia potenziale; calore e lavoro; entalpia, energia libera ed entropia. 4) l¡¯atomo: protoni, neutroni, elettroni; struttura elettronica: teoria di Bohr e teoria ondulatoria; 5) il sistema periodico; 6) i legami chimici: legame ionico, legame covalente (teoria di Lewis, Valence bond theory and molecular orbital theory): forma delle molecole: legame di idrogeno:forze di van der Waals e di London; 7) le reazioni chimiche, calcoli stechiometrici; 8) stato gasoso: gas ideali e gas reali; 9) stato liquido.evaporazione e tensione di vapore: temperatura di ebollizione e la sua variazione con la pressione. 10) stato solido: sublimazione e tensione di vapore: temperatura di fusione e al sua variazione con la pressione; 11) diagramma dello stato dell¡¯H2O e di CO2; 12) stato di soluzione: soluti e solventi:bilanci entalpici ed antropici nel processo di soluzione:solubilit¨¤, soluzioni ideali e reali: leggi di Rault e di Henry; diagrammi di stato di soluzioni acquose di soluti non volatili; distillazione frazionata, 13) l¡¯equilibrio chimico: equilibri omogenei e eterogenei, definizione di attivit¨¤: Kc, Kp, quoziente di reazione Q; il principio dell¡¯equilibrio mobile; 14) acidi e basi secondo Arrhenius, Bronstead and Lewis; forza degli acidi e delle basi; equilibri in soluzione: Ka, Kb; pH; idrolisi; soluzione tampone; titolazione acido-base; indicatori; 15) Sali poco solubili ed equilibri di solubilit¨¤: Kps; 16) termodinamica: primo principio: dU e dH: calorimetria; entalpia di legame, entalpia di formazione, entalpia di combustione; leggi di Hess; secondo principio: definizione di entropia e del suo significato fisico; relazione fra G,H e S; definizione di ¦¤G di reazione (¦¤Gr) e Q: grado di avanzamento delle reazioni: reazioni chimiche ¡°¦¤H driven ¡± e ¡°¦¤S driver¡±; 17) elettrochimica: le pile; equazione di Nernst; relazione fra ¦¤Gr e la differenza di potenziale fra gli elettrodi: pile a concentrazione; il pH-metro; elettrolisi; 18) cinetica chimica: equazioni cinetiche; ordine di reazione e sua determinazione; reazioni di ordine zero, I¡ã e II¡ã; tempo di dimezzamento; reazioni elementari e meccanismi di reazione; teoria delle collisioni; 20) chimica inorganica: idrogeno, azoto, ossigeno, zolfo, fosforo, alogeni e i principali elementi di transizione.
Bibliografia
<br /><br />P.W. Atkins, L. Jones: Chimica Generale, Zanichelli (1998);<br />S. S. Zumdahl: Chimica, Zanichelli (1993)<br />P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio: Stechiometria per la Chimica Generale, Piccin (2005)<br />Gianluigi Ingletto: Esercizi di Chimica, UNI.NOVA (2006)
