Università degli Studi di Roma "Tor Vergata"

CHIMICA
GENERALE (CHIM/03) 8 CFU



Prof. R. Polini (M-Z)





















oppure consultare il Link alla pagina http://www.scienze.uniroma2.it/?cat=490&catParent=88Programma



Introduzione: la teoria atomica di
Dalton, legge delle proporzioni definite, legge delle proporzioni multiple. Il
concetto di mole, numero di Avogadro. Principio di Avogadro. Eccezioni alla
legge delle proporzioni definite (ossidi non stechiometrici). Composti e
molecole.

Peso atomico, peso molecolare e peso
formula.

La struttura atomica. Bohr e la
teoria quantistica. Meccanica ondulatoria, orbitali atomici, Aufbau.

Il sistema periodico degli elementi.
Raggi atomici e raggi ionici. Elettronegatività.

Il legame chimico. Legame ionico e
cenni alla struttura dei solidi cristallini. Ciclo di Born-Haber. Legame
covalente. Legame dativo. Strutture di Lewis. Regola dell’ottetto. Teoria
VSEPR. Teoria del legame di valenza (VB). Orbitali ibridi. Ottetto incompleto
ed ottetto espanso. Momento dipolare.

Orbitali molecolari di molecole
biatomiche (MO-LCAO).

Interazioni intermolecolari:
ione-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto, dipolo istantaneo-dipolo
indotto, forze di Van der Waals, legame a idrogeno e sua importanza in chimica
e biologia.

Cenni di nomenclatura inorganica.
Idrossidi e acidi. Sali, reazioni tra acidi e idrossidi, formazione di sali.

Calcoli stechiometrici.
Bilanciamento di reazioni chimiche. La relazione tra masse e moli. Reagente
limitante.

Reazioni di ossidoriduzione:
bilanciamento in forma molecolare e in forma ionica. Disproporzioni.

Cenni di Termodinamica: 1°, 2° e 3°
principio. Entalpia delle reazioni, Legge di Hess. Spontaneità dei processi ed
energia libera di Gibbs.

Lo stato gassoso. Leggi di Boyle,
Charles, Gay-Lussac. Equazione di stato dei gas ideali. Distribuzione delle
velocità molecolari secondo Maxwell e Boltzmann. Legge di Dalton. Densità
(assolute e relative) dei gas e determinazione del peso molecolare. Gas reali:
equazione di Van der Waals. Diagramma P-V della CO2. Temperatura critica dei
gas.

Gli stati condensati: solidi e
liquidi. Velocità molecolari dei liquidi ed evaporazione. La pressione di
vapore. Equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di stato (P-T) di H2O e CO2.
Il concetto di “equilibrio dinamico” e sua applicazione agli equilibri tra
fasi. Principio di Le Chatelier.

Le soluzioni. Unità di
concentrazione: percentuale in peso, frazione molare, molarità e formalità,
molalità, normalità e concetto di equivalente chimico in relazione al tipo di
reazione considerata.

Soluzioni ideali e entalpia di
mescolamento. Legge di Raoult. Deviazioni positive e negative dalla legge di
Raoult. Tensione di vapore di soluzioni di soluti non volatili. Abbassamento
crioscopico ed ebullioscopio. Modifica del diagramma di stato dell’acqua in
presenza di soluti non volatili. Pressione osmotica. Soluzioni isotoniche.
Proprietà colligative.

L’equilibrio chimico. Densità
anomale dei g

Testi consigliati- Textbooks:

1) Kotz, Treichel, Townsend: Chimica, EdiSES

2) Whitten, Davis, Peck, Stanley: Chimica generale, Piccin

3) Atkins, Jones: Principi di Chimica, Zanichelli

CHIMICA
GENERALE (CHIM/03) 8 CFU



Prof. Tagliatesta (A-L)



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Programma di
Chimica Generale ed Inorganica

Atomi ed elementi, Peso atomico, Tavola periodica. Composti e molecole. La
struttura atomica La valenza ed i legami chimici. Formule brute e formule di
struttura molecolari. I nomi dei composti. La mole. Il numero di Avogadro.

Reazioni chimiche, le reazioni di ossidazione, di formazione di ossidi e
anidridi. Idrossidi e acidi. Sali, reazioni tra acidi e sale e tra sali e basi.
Il bilanciamento, la relazione tra masse e moli e il reagente limitante. Gli
orbitali atomici s,p,d. Loro forma e differenze. L ' Aufbau. Legami chimici:
legami sigma e legami pi-greco. Legami covalenti, omeopolari e ionici. Legame
doppio e legame dativo.

L ' elettronegativita'. I composti principali in relazione alla tavola
periodica.

La struttura elettronica molecolare. Il legame chimico,omeopolare,
covalente e ionico. La struttura elettronica, legami chimici e la geometria.
delle molecole L ' ibridazione. Le distorsioni dalla geometria della
ibridazione. Gli angoli di legame. La reattivita' come punto di debolezza di un
composto. I legami deboli: legame idrogeno e dipolare.

I composti chimici, anidridi e ossidi, idrossidi e acidi, idracidi, sali. Dei composti studiati si richiede la formula di struttura e la geometria di
legame derivata dagli orbitali atomici e dalla ibridazione. Reazioni chimiche. Il bilanciamento. Il
reagente limitante. Le reazioni chimiche di equilibrio. La definizione di
concentrazione. Gli equilibri chimici omogenei ed eterogenei (di questi la
definizione). La costante di equilibrio Kc. Il quoziente di reazione. La legge
di azione di massa. I calcoli negli equilibri chimici.

Le soluzioni. I processi di dissoluzione. La concentrazione e le unita’ di
misura. Il pH. Le reazioni in soluzione acquosa. Gli equilibri in soluzione .
Acidi e basi forti e acidi e basi deboli. L ' idrolisi dei sali; le titolazioni
di acidi e basi forti o deboli con acidi e basi forti. I tamponi. I tamponi
negli acidi poliprotici. La teoria acido-base coniugati. Il diagramma di
Henderson Hasselbach.

La valenza e il metodo del numero di ossidazione. Le reazioni di
ossidoriduzione e la procedura per il loro bilanciamento. Metodo ionico-
elettronico. Gli equilibri di ossidoriduzione. Il potenziale elettrochimico
standard e la equazione di Nernst. Le pile. Pile chimiche e quelle a
concentrazione. La misura elettrochimica del pH. Elettrodo a idrogeno.L ‘
eqiuilibrio nelle pile chimiche ed in quelle a concentrazione.

Cenni sulle proprieta’ colligative ed il diagramma di stato dell ‘ acqua.
La cinetica chimica reazioni del I ordine . L ‘ Energia di attivazione.

Testo consigliato Kotz e Treichel , Chimica Generale, Edises

Esami

Gli esami saranno espletati tramite due
prove scritte in itinere durante il semestre e con prove scritte dopo la fine
del semestre per chi non supera le precedenti.

Testi consigliati- Textbooks:

1) Kotz, Treichel, Townsend: Chimica, EdiSES

2) Whitten, Davis, Peck, Stanley: Chimica generale, Piccin

3) Atkins, Jones: Principi di Chimica, Zanichelli