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Programma Programma di Chimica:

Teoria atomica della materia: particelle elementari, isotopi, la tavola periodica.

Struttura elettronica degli atomi: modelli atomici, teoria quantistica ed orbitali atomici, Principio d’esclusione di Pauli, Principio di indeterminazione di Heisenberg, Principio di massima molteplicità di Hund, configurazione elettronica degli atomi e tavola periodica.

Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico e ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività.

Stechiometria ed equazioni chimiche: bilanciamento, pesi molecolari, composizione percentuale dalle formule, Numero d’Avogadro e concetto di mole, formule empiriche ricavate da analisi sperimentali, informazioni quantitative ricavate dalle equazioni bilanciate, reagente limitante e resa di una reazione.

Legame chimico: simboli di Lewis e regola dell’ottetto, il legame covalente, polarità di legame ed elettronegatività, il legame di coordinazione.

Geometria molecolare e teorie di legame: il modello VSEPR e la geometria delle molecole, orbitali idridi, legami multipli, legame p, orbitali molecolari, teoria LCAO-MO, diagrammi dell’energia degli O.M. per molecole biatomiche del I e II periodo omo- ed etero nucleari, paramagnetismo e diamagnetismo

Legami elettrostatici e forze intermolecolari: legame ionici, legami dipolari, forze ione-dipolo, forze dipolo-dipolo, forze di dispersione di London, legame idrogeno, legame metallico, teoria delle bande, conduzione metallica.

Stato gassoso: proprietà e leggi dei gas, l’equazione di stato dei gas ideali, miscele di gas e pressioni parziali, legge di Dalton, i gas reali ed equazione di van der Walls. 

Stato solido: solidi molecolari, solidi covalenti, solidi ionici, solidi metallici, temperature di fusione, conducibilità, durezza e fragilità dei solidi.

Stato liquido: viscosità,tensione superficiale, pressione di vapore.

Termochimica: definizione di sistema isolato, aperto e chiuso, variabili di stato, energia interna, primo principio della termodinamica, funzioni di stato, entalpia, processi endotermici ed esotermici, capacità termica e calore specifico.

Soluzioni: definizioni e modi di esprimere la concentrazione, diluizione

Termodinamica chimica: processi reversibili ed irreversibili, entropia e disordine molecolare, secondo e terzo principio della termodinamica, energia libera di Gibbs e spontaneità dei processi, transizione di fase, equazione di Clapeyron, diagrammi isobari dei passaggi di stato, temperatura e stato critico, diagrammi di stato di H2O e CO2.

Termodinamica e proprietà delle soluzioni: soluzioni ideali, legge di Raoult, DH e DG di mescolamento, soluzioni liquido-solido, soluti non volatili non elettroliti, proprietà colligative.

Equilibri chimici: definizione di equilibrio chimico, legge di azione di massa, costante di equilibrio Kp e Kc, quoziente di reazione, principio di Le Chatelier, legge isoterma di van’t Hoff, , influenza della variazione della temperatura sull’equilibrio, influenza di P, variazione della composizione sull’equilibrio, applicazioni della costante di equilibrio, equilibri eterogenei.

Gli elettroliti: dissociazione elettrolitica, correzione di van’t Hoff per le proprietà colligative di soluti elettroliti.

Equilibri ionici in soluzione: definizione di acido e base secondo Bronsted-Lowry e Lewis, forza di acidi e basi, costante di ionizzazione dell’acqua e definizione di pH, acidi e basi forti, acidi e basi deboli, idrolisi salina, soluzioni tampone, indicatori di pH, titolazioni. Equilibri di solubilità, prodotto di solubilità, precipitazione.

Elettrochimica:stati d’ossidazione e reazioni di ossido-riduzione, bilanciamento delle redox con il metodo ionico-elettronico. Potenziali elettrodici, equazione di Nernst, potenziale di un semielemento, elettrodi di I, II specie, pile chimiche, pile a concentrazione, aspetti termodinamici in elettrochimica,