Chimica Generale 2012/2013

Programma corso  Atomi ed elementi, peso atomico, numero atomico. Composti e molecole. La struttura atomica e molecolare. Il legame chimico. Regola dell’ottetto. Formule brute e formule di  struttura molecolari. I nomi dei composti. La mole. Il numero di Avogadro. Le soluzioni. Calcolo molarità e formalità, molalità, normalità e concetto di equivalente chimico nelle reazioni.    Calcoli stechiometrici.  Reazioni chimiche. Reazioni di ossidoriduzione, idrossidi e acidi. Sali, reazioni  tra acidi e basi , formazione dei sali. Il bilanciamento. La relazione tra masse e moli. Reagente limitante.    Gli orbitali atomici forma e differenze. L’ Aufbau. Legami chimici: legami sigma e pigreco. L’elettronegatività. I composti principali in relazione alla tavola periodica. Orbitali molecolari . Teoria VSEPR. Orbitali ibridi.  La struttura elettronica molecolare. Il legame chimico omeopolare, covalente e ionico. La struttura elettronica, legami  chimici e la geometria delle molecole. L’ibridazione. Gli angoli di legame. Forze intermolecolari. Forze di  Van der Waals. Legame a idrogeno.    I Gas. Legge di Boyle, di Charles e di Gay-Lussac. Equazione di stato dei gas ideali. Distribuzione delle velocità molecolari dei gas. Legge di Dalton.  Gas reali.    Equilibrio chimico. Le reazioni chimiche di equilibrio. Gli equilibri omogenei ed eterogenei.  Gli effetti della pressione sugli equilibri gassosi. Relazione tra Kc e Kp. Il principio di Le Chatelier.  Equazione di Van’t Hoff. I calcoli negli equilibri chimici.    Le soluzioni. I processi di dissoluzione. La concentrazione. Le reazioni in soluzione acquosa. Gli equilibri in soluzione. Acidi e basi, definizioni di Arrhenius, Brønsted e Lewis. Acidi, basi, forti e deboli. La teoria acido-base coniugati. Processi di idrolisi, le titolazioni di acidi e basi forti o deboli con acidi e basi forti. Indicatori. Soluzioni tampone. Prodotto di solubilità. Calcolo di pH.    Numero di ossidazione. Le reazioni di ossidoriduzione e la procedura per il loro bilanciamento. Gli equilibri di ossidoriduzione.    Le pile. Pile chimiche ed a concentrazione. Processo di elettrolisi. Equazione di Nernst. La misura elettrochimica del pH. Elettrodo a idrogeno. Titolazioni acido-base potenziometriche.    I principi della termodinamica. Conservazione dell’energia. Entalpia e legge di Hess. Entropia e processi spontanei. Energia libera di Gibbs.    Proprietà colligative. Pressione di vapore. Diagrammi di stato dell’ acqua e del diossido di carbonio. Soluzioni ideali. Legge di Raoult. Deviazioni positive e negative dalla legge di Raoult. Tensione di vapore di soluzioni di soluti non volatili. Abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopio. Diagramma di stato dell’acqua in presenza di soluti non volatili. Pressione osmotica. Binomio di Van’t Hoff.     Cinetica chimica, velocità di reazione, energia di attivazione, equazione di Arrhenius.