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Docente
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TAGLIATESTA PIETRO
(programma)
Cenni su: la struttura dell’atomo. L’atomo di Bohr : quantizzazione dei livelli energetici. Proprietà ondulatorie dell’elettrone . L’equazione d’onda di Schroedinger: Impostazione dell’ equazione per l’atomo di Idrogeno e analisi delle soluzioni: livelli energetici permessi, funzioni d’onda radiali ed angolari. I 4 numeri quantici. Orbitali atomici, interpretazione fisica e rappresentazioni grafiche . Atomi polielettronici. Livelli energetici degli orbitali atomici. Il modello a particelle indipendenti ed il principio dell’Aufbau. Relazione tra configurazioni elettroniche degli elementi e struttura della Tavola Periodica. Andamenti dei raggi atomici. Energia di ionizzazione. Affinità per l’elettrone. Regolarità delle proprietà chimico fisiche in gruppi e periodi della Tavola Periodica. Caratteristiche fondamentali degli elementi dei gruppi rappresentativi. Il legame ionico. Raggi ionici. Il legame covalente. Strutture di Lewis. Molecole biatomiche omonucleari degli elementi del I e II periodo: legami molecolari e caratteristiche chimiche. Molecole biatomiche eteronucleari. Polarità di legame . L’elettronegatività . Il legame negli idruri alcalini, acidi alogenidrici e alogenuri alcalini. Struttura e proprietà di CO e NO. Molecole poliatomiche. Il metodo del legame di valenza. Ibridizzazione (sp, sp2, sp3) e risonanza. Elettroni spaiati e “Lone Pairs”: effetti sulla struttura e sulla reattività. Livelli energetici e geometrie molecolari: il legame chimico in alcune molecole di particolare importanza ( BeH2, BH3; BF3, CO2, CO3- 2, CH4, NH3, NO3 – , PO4 -3, H2O, SO4 -2 , ClO- , ClO2- , ClO3 - , CLO4 - ). Reticoli covalenti : C, SiO2 . Il legame dei metalli. Reticoli metallici e loro caratteristiche. I legami del tipo Van der Waals tra atomi e molecole .Il legame idrogeno. La struttura dell’acqua liquida e solida. Proprietà generali di fasi condensate dovute a legami di tipo ionico, covalente, metallico, molecolare. Definizione dello stato standard. Lo stato di equilibrio. Costante di equilibrio e le sue espressioni. Legge di azione di massa. Dipendenza dalla temperatura delle costanti di equilibrio. L’equilibrio dei cambiamenti di composizione chimica: le reazioni chimiche. Teoria acido-base di Arrhenius. Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Forza di acidi e basi. Equilibrio di dissociazione dell‘ acqua. Definizione di pH. Reazioni di neutralizzazione. Idrolisi salina. . Soluzioni tampone Teoria acido-base di Broensted: coppie coniugate acido/base. Relazione tra forza acida e struttura. Caratteristiche dei più importanti acidi e basi inorganici. Equlibri eterogenei in soluzione acquosa. Composti poco solubili: equilibri di solubilità e relativa costante (Kps ). Numero di ossidazione: significato e regole di calcolo. Reazioni di ossido-riduzione. Celle elettrochimiche reversibili. Potenziali elettronici e forza elettromotrice di una cella. Potenziali standard di riduzione. ariazione di potenziali con le concentrazioni: la legge di Nerst. Pile a concentrazione. Misure potenziometriche del pH e del Kps . L’elettrolisi. Potenziali termodinamici di decomposizione. Le leggi di Faraday . Elettrolisi di soluzioni acquose e di sali fusi. L’equilibrio dei cambiamenti di stato. Diagrammi di fase di specie pure. ( H2O, CO2 ). Effetti della presenza di un soluto sulle proprietà termodinamiche di una sostanza pura. Legge di Raoult e soluzioni ideali. Cenni sulle soluzioni reali. Le proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, innalzamento della temperatura di ebollizione, abbassamento della temperatura di solidificazione, pressione osmotica. Diagrammi di fase di sistemi a 2 componenti ( acqua – soluto non volatile). Cenni sulla cinetica chimica. Velocità di reazione . Dipendenza della velocità dalla temperatura: l’equazione di Arrhenius. L’energia di attivazione. Cenni sulla catalisi omogenea ed eterogenea.
 Petrucci, Herring, Madura, Bissonette CHIMICA GENERALE Piccin
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