PROGRAMMA DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
LAUREE TRIENNALI
L’atomo, nucleo e elettroni. Il nucleo, protoni e neutroni. Dimensioni di massa e natura elettrrica dei nucleoni. Numero atomico Z. Numero di massa A I 106 elementi; isotopi: nuclidi di uno stesso elemento, che differiscono per il numero di massa. Principio di indeterminazione di Heisenberg. La funzione d’onda y o funzione orbitale o “orbitale”. Il significato fisico di y; y2 e probabilità di trovare l’elettrone.
I numeri quantici n (principale), l (secondario) e m (magnetico) e i loro possibili valori. Rappresentazione geometrica degli orbitali atomici e dei loro quadrati (“forma degli orbitali”).
Energia degli orbitali. Sequenza energetica dei sottolivelli. Come si riempiono di elettroni gli orbitali atomici (Aufbau). Regole di riempimento: 1) principio della minima energia; 2) principio di esclusione o di Pauli (spin elettronico, il quarto numero quantico di spin, s = ± ½); 3) principio della massima molteplicità o regola Hund. Configurazione elettronica degli elementi.
Tavola periodica. Gruppi. Periodi. Ripetizione periodica delle proprietà al crescere del numero atomico. Suddivisione della Tavola in Metalli e Non-Metalli.
La massa degli atomi. Peso atomico relativo. Peso atomico medio della miscela isotopica. Scelta di una unità di misura della quantità di materia. La mole. quantità di sostanza che contiene tanti atomi, molecole o ioni, quanti atomi contengono 12,000 g di 12C. numero o costante di Avogadro, N = 6,023x1023 mol-1, numero di particelle (atomi, molecole o ioni) contenute in una mole.
IL LEGAME
Sostanze ioniche e Legame Ionico. Gli ioni come sfere dure: raggi ionici. Relazione tra carica e dimensioni degli ioni. Organizzazione degli ioni in un reticolo ed interazione coulombiana tra cariche.
Sostanze molecolari e Legame Covalente. Le molecole. Molecole biatomiche: H2, F2, HF. Legame s.
Geometria delle molecole. Teoria della Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza (VSEPR) =. L’organizzazione geometrica di una molecola dipende dal numero n di coppie elettroniche attorno all’atomo centrale: esse tenderanno a disporsi nello spazio, così da disturbarsi il meno possibile.
Distorsione degli angoli di legame dai valori previsti.
Il legame delle molecole con più di due atomi. Vari tipi di “ibridazione” degli orbitali a seconda della geometria molecolare.
La regola dell’ottetto.
Rappresentazione di risonanza e suo significato fisico.
Elettronegatività e sue conseguenze. Polarizzazione del legame covalente e sua rappresentazione: risonanza ionico-covalente.
Forza di attrazione tra molecole.
Interazioni inter-molecolari e stati di aggregazione della materia.+
Lo Stato Gassoso.
Lo Stato Solido.
Lo Stato Liquido.
Le soluzioni. Soluto e solvente.
Proprietà Colligative delle Soluzioni. Proprietà tra loro collegate, che dipendono dal numero, e non dalla qualità, delle particelle del soluto. Tensione di vapore delle soluzioni. Legge generale di Raoult: p = pAxA + pBxB. Abbassamento del punto di fusione e innalzamento del punto di ebollizione delle soluzioni rispetto al solvente. Costanti, crioscopica edebullioscopica. Pressione osmotica. Anomalie osmotiche nelle soluzioni di sali (soluzioni elettrolitiche).
Reazioni ed Equazioni Chimiche. Reazioni chimiche. Reagenti e prodotti. Il bilancio (o bilanciamento) delle equazioni chimiche: i coefficienti stechiometrici. Aspetti quantitativi delle reazioni ( stechiometria).
Equilibrio chimico. Reversibilità e irreversibilità delle reazioni. Reazioni reversibili. Il simbolo dell’equilibrio. Equilibrio: la velocità della reazione diretta uguaglia quella della reazione inversa. La legge di Azione di Massa. Costante di equilibrio, K. Dipendenza di K dalla temperatura. Costante delle concentrazioni, Kc, e delle pressioni parziale, Kp, (per le reazioni di equilibrio in fase gassosa). Il Principio di Le Chatelier (o dell’equilibrio Mobile). Effetto della Temperatura (reazioni eso- ed endo- termiche), della pressione e della concentrazione sullo spostamento dell’equilibrio. Esempi.
Acidi e basi. Proprietà degli acidi e delle basi. Definizione di Arrhenius. Teoria di Brönsted e Lowry. Costante di dissociazione acida o di acidità, KA. Costante di basicità, Kb. l’equilibrio di ionizzazione dell’acqua. Il prodotto ionico dell’acqua, Kw. Forza degli acidi e delle basi in acqua (misurata dal valore di K). Perché H3PO4 è un acido tri-protico, H3PO3 bi-protico e H3PO2 mono-protico.
La concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione acquosa. pH (= - log10 H+). PH + pOH = pKw = 14. Calcolo del pH di soluzioni di sostanze con proprietà acide e basiche.
Titolazione acido-base. Curve di titolazione. Rivelazione del p.to equivalente per mezzo di indicatori: scelta dell’indicatore appropriato.
Le reazioni acido-base ed il legame covalente. Teoria di Lewis. Acidi: accettori di doppietti elettronici. Basi: donatori di doppietti elettronici.
Solubilità dei sali e Reazioni di Precipitazione.
Reazioni di ossido-riduzione.
Semi-reazioni e Celle Galvaniche. Semi-celle, elettrodi e ponte salino. Potenziale di elettrodo. Potenziale Normale di Elettrodo E° potenziale di un elettrodo immerso in una soluzione in cui sono presenti la specie ossidata e quella ridotta di una coppia redox, in concentrazione 1M, a 25°C. Valore di E° della semi-reazione: 2H+. Come prevedere l’andamento di una reazione di ossido-riduzione. Equazioni di Nernst.
a) Metalli non-nobili.
b) Metalli nobili.
Elettrolisi.