Chimica Generale 2023/2024

Metodo scientifico, unità di misura e sistema internazionale, notazione scientifica, cifre significative, precisione e accuratezza. La classificazione della materia: stati di aggregazione, composizione (miscele e sostanze pure), metodi di separazione delle miscele omogenee, sostanza elementare e composta. Teorie atomiche: dal modello atomico al modello quanto meccanico ondulatorio; Struttura atomica: numeri quantici, orbitali, aufbau e configurazione elettronica. La tavola periodica e proprietà periodiche degli elementi; Proprietà e caratteristiche dei gruppi principali. Teorie del legame di Lewis: notazione e formule chimiche; formazione legame ionico ed energia reticolare; legame covalente e tipi di legame chimico (singolo, doppio, triplo); legame covalente polare e grado di covalenza in legame ionico; la regola dell’ottetto e formule di struttura.  Modello VSEPR: geometrie molecolari, momento di dipolo e polarità dalla geometria molecolare. Teoria del legame di valenza: ibridizzazione sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Teoria dell'orbitale molecolare: diagramma di energia dei MO per H2, H2+, H2-, molecole biatomiche mononucleari del secondo periodo, molecole biatomiche eteronucleari, relazione tra lunghezza di legame ed ordine di legame, stabilità vs. reattività delle molecole, legame metallico. Interazioni intermolecolari: teoria cinetica molecolare; interazione ione-dipolo, forze di Van der Waals (dipolo-dipolo, legame idrogeno), forze di dispersione di London (ione-dipolo indotto, dipolo-dipolo indotto, dipolo indotto-dipolo indotto); correlazione tra forze di interazione, struttura, massa e temperature di ebollizione e fusione. Termodinamica chimica: energia, calore e termochimica; 1° Principio della Termodinamica, funzioni di stato U e H, calore di reazione, stato standard, reazioni di combustione, legge di HESS, previsione qualitativa dell’entalpia di reazione dall’energia di legame; entropia, 2° e 3° Principio della Termodinamica; energia libera di Gibbs e spontaneità di reazione. Stato gassoso: gas ideale e leggi dei gas, equazione di stato del gas ideale, miscele gassose, legge di Dalton, gas reali. Stato liquido: proprietà dei liquidi, tensione superficiale, azione capillare, viscosità; teoria cinetica e distribuzione delle energie delle molecole di un liquido, tensione di vapore, equazione di Clausius-Clapeyron, entalpia di vaporizzazione/condensazione; entalpia di fusione/congelamento, transizioni di fase e diagramma di stato, diagramma di stato di H2O e CO2. Soluzioni: tipi di soluzione, energetica di formazione di una soluzione, solubilità e fattori che la influenzano (effetti strutturali, effetti della pressione, effetti della temperatura); soluzioni acquose: soluzioni di elettroliti e non elettroliti, soluzioni ideali; proprietà colligative; soluzioni colloidali: classificazioni dei colloidi e loro proprietà ottiche. Cinetica chimica: equazione cinetica e ordine di reazione; legge di velocità differenziale ed integrata; meccanismi di reazione e stadi elementari, molecolarità dello stadio elementare, stadio cineticamente limitante; teoria delle collisioni, fattore sterico, energia di attivazione, equazione di Arrhenius; catalizzatori e velocità di reazione, catalisi omogenea ed enzimi. Equilibrio chimico: processi reversibili e costanti di equilibrio; costante di equilibrio in termini di concentrazione e di pressione e loro relazione; quoziente di reazione e previsione di direzione di reazione; grado di dissociazione; equilibri eterogenei in fase gassosa e liquida, prodotto di solubilità, effetto ione a comune; principio di Le Chatelier, effetti di variazione di concertazione e pressione sulla composizione di equilibrio; variazione di energia libera e spontaneità di reazione; effetto della temperatura sull’equilibrio, equazione di van't Hoff; confronto tra termodinamica e cinetica di reazione. Acidi e basi: definizione di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis; acidi di Lewis: molecole elettron-deficienti, molecole con legami multipli polari, cationi metallici; interazioni acido-base in biologia; acidi/basi forti e deboli; proprietà acido/base degli idruri e degli ossidi; correlazione tra struttura e forza acida di idracidi e ossoacidi; comportamento anfotero di H2O, autoionizzazione e prodotto ionico di H2O; scala di pH; costante di ionizzazione acida e basica; equilibri di acidi e basi deboli; acidi poliprotici; reazioni acido-base; proprietà acido/base di soluzioni saline; soluzioni tampone e l’importanza del controllo del pH in biologia.  Numeri di ossidazione e reazioni redox; celle galvaniche, potenziale di riduzione standard, serie elettrochimica; equazione di Nernst, pile a concentrazione, la misura elettrochimica del pH; elettrodo a idrogeno; celle elettrolitiche, elettrolisi di composti puri e soluzioni, leggi di Faraday.  Regole generali della nomenclatura IUPAC e convenzionale per i composti inorganici.