Anno accademico 2007/2008 - lauree triennali

[ELENCO COMPLETO]
  1. Approfondimenti di analisi matematica 1.
  2. Approfondimenti di analisi matematica 2.
  3. Approfondimenti di geometria 1.
  4. Approfondimenti di geometria 2.
  5. Approfondimenti di meccanica analitica.
  6. Architettura degli elaboratori.
  7. Basi di dati.
  8. Biologia.
  9. Chimica.
  10. Chimica organica e biochimica.
  11. Complementi di analisi matematica.
  12. Complementi di geometria.
  13. Dinamica dei fluidi.
  14. Dinamica dei sistemi di particelle.
  15. Diritto ambientale.
  16. Ecologia.
  17. Economia ambientale.

20. Chimica

prof.ssa Laura Depero


OBIETTIVO DEL CORSO

Fornire le conoscenze fondamentali della chimica necessarie all’interpretazione delle relazioni
proprietà/struttura della materia.

PROGRAMMA DEL CORSO
ElEmEnti E composti
Elementi e composti. Simboli atomici. Numero atomico e di massa. Ioni e ioni poliatomici.
La tavola periodica. Metalli, nonmetalli e semimetalli.

la molE

La mole. Determinare la formula di un composto. Analisi elementare. Soluto, solvente
e soluzione. Concentrazione di una soluzione, la molarità. Reazioni chimiche e legge di
conservazione degli atomi. Bilanciamento di equazioni chimiche.

la struttura dEll’atomo

Il modello di Rutherford. Onde e particelle. Lo spettro atomico. Il modello atomico di
Bohr. I livelli energetici dell’atomo di idrogeno. Energia di prima ionizzazione. Il modello
a gusci e la tavola periodica. La spettroscopia fotoelettronica e la struttura degli atomi.
Gli orbitali e il principio di esclusione di Pauli. Le regole di Hund. I raggi metallici. I
raggi covalenti. Energie di seconda, terza quarta ionizzazione e successive. Energia media
degli elettroni di valenza. Comportamento metallico. Gusci e sottogusci di orbitali.
Cenni di chimica nucleare.

il lEgamE covalEntE

Gli elettroni di valenza. Il legame covalente. Le strutture di Lewis. lunghezze di legame.
Ibridi di risonanza. Elettronegatività. Carica parziale. Carica formale. La forma delle
molecole. La teoria del legame di valenza. Orbitali atomici ibridi. Molecole con doppi e
tripli legami.

i lEgami mEtallici E ionici

I metalli dei gruppi principali e i loro ioni. I metalli di transizione e i loro ioni. Ossidi,
perossidi, superossidi. Il legame ionico. Le strutture dei composti ionici. I legami metallici.
La relazione tra legami ionici, covalenti e metallici. I diagrammi triangolari dei tipi di legame.
Numeri di ossidazione. Calcolo dei numeri di ossidazione. Le reazioni di ossidoriduzione.
Nomenclatura.



i gas

La temperatura. Gli stati della materia. Le proprietà dei gas. La pressione atmosferica. Le leggi
dei gas. L’equazione dei gas ideali. Legge di Dalton. Teoria cinetica dei gas. Legge di effusione
e diffusione dei gas. Deviazione dal comportamento ideale e fattore di compressione.

FormazionE E rottura dEi lEgami

Energia e calore. Prima legge della termodinamica e entalpia. Entalpia di reazione e
entalpia di formazione. Calcolo dell’entalpia di reazione. Energia di legame e entalpia di
combinazione atomica.Legge di Hesse. Entalpie di formazione.

liquidi E soluzioni

Struttura di gas, liquidi e solidi. Forze intermolecolari. Pressione di vapore di un liquido.
Temperatura di fusione e di ebollizione. Calore specifico. Legame a idrogeno e proprietà anomale
dell’acqua. Soluzioni. Perché alcuni solidi si sciolgono in acqua. Equilibri di solubilità. Regole
di solubilità. Molecole idrofiliche e idrofobiche. Saponi e detergenti. Proprità colligative.

introduzionE allE cinEtichE E agli Equilibri

L’equilibrio. Reazioni in fase gas. La velocità di una reazione chimica. La costante di
equilibrio. Quoziente di reazione. Effetto della temperatura sull’equilibrio. Il Principio di
Le Chatelier. Reazioni di equilibrio che coinvolgono liquidi e sostanze pure.Il principio
di Le Chatelier e il processo Haber.

acidi E basi

Proprietà di acidi e basi. Definizione di Arrhenius e di Bronsted-Lowry. Acidi e basi
coniugate. pH. Acidi e basi forti e deboli. Relazione fra struttura e forza dell’acido e della
base. Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi. Indicatori. Acidi poliprotici.

rEazioni di ossido-riduzionE.

Comuni reazioni di ossido-Riduzione. Come riconoscere una reazione di ossido-Riduzione.
Agenti ossidanti e riducenti. Celle voltaiche. Potenziali standard di riduzione. Elettrolisi
dell’acqua. Legge di Faraday. Corrosione galvanica e protezione catodica.

BIBLIOGRAFIA

J.n.spencer - g.m.bodner - l.h.ricKard, Chimica, Zanichelli, 2002.
p.atKins -l.Jones, Principi di chimica, Zanichelli, 2002.

DIDATTICA DEL CORSO
Lezioni in aula.



METODO DI VALUTAZIONE
L’esame consiste in una prova scritta e in una prova orale.

AVVERTENZE
La Prof.ssa Laura Depero comunicherà l’orario di ricevimento studenti all’inizio del corso.



[ Facoltà di Scienze ]