SOMMARIO 1 TEORIA ATOMICA E LEGGI QUANTITATIVE 1.1 La struttura della materia: atomi ed elementi 1.2 Simbologia chimica 1.3 Coefficienti stechiometrici e bilanciamento 1.4 Le prime leggi della chimica 1.4.1 Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789) 1.4.2 Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust 1799) 1.4.3 Legge delle proporzioni multiple (Dalton 1803) 1.4.4 Legge dei rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti (Gay Lussac 1808) 1.5 Pesi atomici e molecolari relativi: l’unità di massa atomica 1.6 Nuclidi: numero atomico Z e numero di massa A 1.7 La mole ed il Peso molare 1.8 Il numero di Avogadro 1.9 Calcolo delle quantità che reagiscono 1.10 Composizione percentuale e formula di un composto 2 MODELLI ATOMICI CLASSICI 2.1 La struttura interna dell’atomo 2.2 I modelli atomici di Thomson e Rutherford 3 LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA 3.1 Modello ondulatorio e corpuscolare a confronto 3.2 Le onde elettromagnetiche 3.3 I parametri di un’onda e lo spettro elettromagnetico 3.4 Spettri di emissione e di assorbimento 3.5 I quanti di radiazione: fotoni 4 MODELLI ATOMICI QUANTISTICI SEMICLASSICI 4.1 Il modello atomico di Bohr 4.2 Conferme sperimentali del modello di Bohr 4.3 Il modello di Bohr-Sommerfeld: numero quantico secondario l 4.4 Il numero quantico magnetico m 4.5 Numero quantico di spin e principio di esclusione di Pauli 5 MODELLI ATOMICI QUANTO-MECCANICI 5.1 La natura ondulatoria della materia: De Broglie 5.2 Natura ondulatoria della materia: interpretazione probabilistica 5.3 La meccanica ondulatoria di Schroedinger 5.4 La meccanica matriciale di Heisenberg 5.4.1 Il principio di indeterminazione di Heisenberg 5.5 L'equazione relativistica di Dirac 5.6 Meccanica quantistica: interpretazioni 5.6.1 Il microscopio di Heisenberg 5.6.2 Principio di complementarietà e interpretazione di Copenaghen 5.6.3 La probabilità quantistica ed il microscopio di Feynman 5.6.4 L'effetto tunnel 5.6.5 Il gatto di Schrödinger ed il principio di sovrapposizione degli stati 5.6.6 Paradosso EPR: Entanglement e Nonlocalità 5.6.7 La disuguaglianza di Bell e l’esperimento di Aspect 5.6.8 Conclusioni 6 STRUTTURA ATOMICA E CARATTERISTICHE CHIMICHE 6.1 Il riempimento degli orbitali 6.1.1 Principio di minima energia 6.1.2 Principio di esclusione di Pauli 6.1.3 Principio di massima molteplicità di Hund 6.2 Configurazioni elettroniche e Strutture di Lewis degli elementi 6.3 Metalli e non metalli 6.4 Energia di prima ionizzazione 6.5 Affinità elettronica 6.6 Altre informazioni utili nella tabella periodica 7 I LEGAMI CHIMICI 7.1 Il legame covalente: Teoria di Lewis 7.1.1 Raggio covalente 7.1.2 Legame dativo e promozione elettronica 7.1.3 La geometria delle molecole: teoria VSEPR 7.1.4 Legame covalente polare: elettronegatività e momento di dipolo 7.1.5 Molecole con elettroni spaiati e paramagnetismo 7.1.6 Strutture di Lewis molecolari e carica formale 7.2 Il legame covalente:: Teoria del legame di valenza (VB) 7.2.1 Ibridazione orbitalica 7.2.2 Risonanza o mesomeria 7.2.3 Delocalizzazione elettronica 7.2.4 Regole di risonanza 7.2.5 Criteri di stabilità delle strutture risonanti 7.3 Il legame covalente: Teoria dell’Orbitale Molecolare (MO) 7.4 Legame ionico 7.5 Legame metallico 7.6 Legami intermolecolari e forze di van der Waals 7.6.1 Forze di Keesom o interazioni dipolo-dipolo (effetto di orientazione) 7.6.2 Forze di Debye o interazioni dipolo permanente-dipolo indotto (effetto di induzione) 7.6.3 Forze di London o interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto (effetto di dispersione) 7.6.4 Repulsione di van der Waals a corto raggio e potenziale di Lennard-Jones 7.6.5 Interazioni tra ioni e molecole neutre 8 COSTRUZIONE DEI COMPOSTI E NOMENCLATURA CHIMICA 8.1 Numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione (stox) 8.2 Regole per la costruzione dei composti binari 8.3 Principali composti binari 8.3.1 Idruri 8.3.2 Perossidi 8.3.3 Ossidi 8.3.4 Idracidi 8.4 Composti ternari: ossiacidi ed idrossidi 8.4.1 Acidi 8.4.2 Idrossidi 8.5 Sali 8.5.1 Pprocessi di salificazione 8.5.2 Dissociazione dei Sali 8.5.3 Sali idratati 8.5.4 Sali doppi 8.5.5 Sali complessi 8.6 Composti complessi e agenti complessati 8.6.1 Nomenclatura dei complessi 9 Isomeria 9.1 Isomeria costituzionale 9.1.1 isomeria di catena 9.1.2 Isomeria di posizione 9.1.3 Isomeria di gruppo funzionale 9.2 Stereoisomeria 9.2.1 Isomeria conformazionale 9.2.2 Isomeria configurazionale 10 STECHIOMETRIA 10.1 Bilanciamento delle reazioni chimiche 10.2 Reazioni di ossidoriduzione 10.3 Bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare 10.3.1 Bilanciamento con numeri di ossidazione frazionari 10.3.2 Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento 10.3.3 Redox con più di due elementi che variano il nox 10.4 Bilanciamento redox in forma ionica netta 10.5 Trasformazione redox molecolare in forma ionica netta 10.6 Rapporti ponderali: calcolo delle quantità che reagiscono 11 STATO GASSOSO 11.1 Le leggi dei gas 11.1.1 Legge di Boyle 11.1.2 Legge di Charles o 1a legge di Gay-Lussac 11.1.3 2a legge di Gay-Lussac 11.1.4 Equazione di stato dei gas perfetti (Clapeyron) 11.1.5 Equazione di stato dei gas reali (van der Waals) 11.2 Cenni di teoria cinetica dei gas 11.2.1 Distribuzione delle velocità - Maxwelliana 11.3 Legge di Graham 11.4 Legge di Dalton o delle pressioni parziali 11.5 Temperatura critica 12 STATO LIQUIDO 12.1 Diffusione ed entropia 12.2 Evaporazione e tensione di vapore 12.3 Ebollizione 12.4 Diagramma di stato 13 SOLUZIONI 13.1 Concentrazione di una soluzione 13.2 Solubilità e legge di Henry 13.3 Elettroliti, non-elettroliti e grado di dissociazione 13.4 Osmosi e Pressione osmotica 13.5 Legge di Raoult 13.5.1 Regola della leva 13.5.2 Distillazione e diagramma lenticolare 13.5.3 Soluzioni non ideali: deviazioni dalla legge di Raoult e azeotropi 13.6 Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico 13.7 Proprietà colligative 14 CINETICA CHIMICA 14.1 Velocità di reazione 14.2 Ordine, molecolarità e meccanismo di reazione 14.2.1 Reazioni di primo ordine (cinetica di primo ordine) 14.2.2 Reazioni di secondo ordine (cinetiche di secondo ordine) 14.2.3 Reazioni di ordine zero (cinetiche di ordine zero) 14.3 Determinazione dell’ordine di reazione 14.3.1 Metodo dell’isolamento 14.3.2 Metodo delle velocità iniziali 14.3.3 Metodo dei tempi di dimezzamento 14.3.4 Uso dell’equazione cinetica integrata 14.4 Costante di velocità specifica ed equazione di Arrhenius 14.4.1 Determinazione dei parametri di Arrhenius 14.4.2 Teoria degli Urti 14.4.3 Teoria dello Stato di Transizione 14.5 Altri fattori che influenzano la velocità di una reazione 15 EQUILIBRIO CHIMICO 15.1 Legge di azione di massa (legge di Guldberg-Waage) 15.1.1 Costante di equilibrio (Kc Kp Kn K?) 15.1.2 Posizione del punto di equilibrio 15.1.3 Calcolo delle concentrazioni di equilibrio e Quoziente di reazione 15.2 Equilibri chimici omogenei ed eterogenei 15.3 Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier 16 EQUILIBRI DI DISSOCIAZIONE 16.1 Il prodotto ionico dell’acqua 16.2 pH e pOH 16.3 Calcolo del pH 16.3.1 Calcolo pH per acidi e basi forti 16.3.2 pH in soluzioni molto diluite di acidi (e basi) forti 16.3.3 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli: ka e kb (legge di Ostwald) 16.3.4 Metodo semplificato per il calcolo del pH di acidi (e basi) deboli 16.3.5 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli molto diluiti e/o molto deboli 16.3.6 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli poliprotici 16.4 Indicatori di pH 16.5 Idrolisi salina ed Equilibrio di idrolisi 16.5.1 Idrolisi basica 16.5.2 Idrolisi acida 16.5.3 Idrolisi acida di un catione metallico 16.5.4 L’idrolisi come reazione acido-base di Brønsted 16.5.5 Idrolisi neutra 16.5.6 Idrolisi di un sale derivante da un acido debole e da una base debole 16.5.7 Idrolisi di elettroliti anfoteri (anfoliti) 16.6 Soluzioni tampone 16.6.1 Equazione di Henderson-Hasselbach 16.6.2 Meccanismo d'azione di una soluzione tampone 16.6.3 Capacità tampone ß ed efficienza di una soluzione tampone 16.6.4 Limiti di applicabilità della relazione di Henderson-Hasselbach 16.6.5 Calcolo della ka al punto di semiequivalenza 16.7 Elettroliti anfoteri in soluzione 16.8 Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps 16.8.1 Effetto dello ione comune 16.8.2 Equilibrio di solubilità e precipitazione 16.8.3 Equilibrio di solubilità, idrolisi e pH 16.9 Equilibri di complessazione e costante di formazione dei complessi. 16.9.1 Competizione tra equilibrio di complessazione ed equilibrio di solubilità 16.9.2 Equilibrio di complessazione e pH 16.10 Teorie Acido-base 16.10.1 Acidi e basi secondo Arrhenius 16.10.2 Acidi e basi secondo Brønsted 16.10.3 Acidi e basi secondo Lewis 16.11 Titolazione Acido-base 16.12 Curve di titolazione 16.12.1 Curva di Titolazione di un acido forte con una base forte 16.12.2 Curva di Titolazione di una base forte con un acido forte 16.12.3 Curva di Titolazione di un acido debole monoprotico con una base forte 16.12.4 Curva di Titolazione di un acido debole poliprotico con una base forte 16.13 Forza ionica ed Attività 17 ELETTROCHIMICA: Celle galvaniche 17.1 Celle galvaniche (pile) 17.1.1 La pila Daniell 17.2 Rappresentazione schematica delle semicelle e diagramma di cella 17.3 Classificazione delle semicelle 17.3.1 Semicelle di prima specie (Metallo-Ione metallico) 17.3.2 Semicelle di seconda specie (Metallo-Sale insolubile-Anione) 17.3.3 Semicelle redox 17.3.4 Semicelle a gas 17.4 Potenziale di elettrodo 17.4.1 Elettrodo standard ad idrogeno 17.4.2 Potenziali standard di riduzione 17.4.3 Serie elettrochimica 17.4.4 Proprietà dei potenziali di riduzione E° 17.5 Equazione di Nernst 17.5.1 Potenziali in funzione del pH 17.6 Applicazioni dell’equazione di Nernst 17.6.1 Pile a concentrazione 17.6.2 Analisi potenziometriche 17.6.3 Relazione tra Keq e fem (E°cella) 17.6.4 Relazione tra Keq ed E° per reazioni non-redox 17.7 Lavoro eseguito da una pila 18 ELETTROCHIMICA: Celle elettrolitiche 18.1 Elettrolisi di sali fusi 18.2 Elettrolisi di una soluzione contenente più ioni (precedenza di scarica) 18.3 Tensione di decomposizione 18.4 Sovratensione 18.4.1 Applicazioni dei fenomeni di sovratensione 18.4.2 Cause dei fenomeni di sovratensione 18.5 Le leggi di Faraday 18.6 Equivalente elettrochimico 18.7 Fenomeni elettrochimici di interesse pratico 19 ELEMENTI DI TERMODINAMICA CHIMICA 19.1 I sistemi termodinamici 19.2 Funzioni di stato e di percorso 19.3 Energia interna (E) 19.3.1 Variazioni dell'energia interna E di un sistema chimico 19.4 Entalpia (H) e termochimica 19.4.1 Legge di Lavoisier-Laplace (1880) 19.4.2 Legge di Hess (1840) 19.5 Entropia (S), Energia libera (G) e criteri di spontaneità 19.6 Previsioni sulla spontaneità di una reazione 19.7 Energia libera e sistemi all'equilibrio 19.7.1 Transizioni di fase: Regola di Trouton 19.7.2 Transizioni di fase: Equazione di Clausius-Clapeyron 19.7.3 Equazione di Clausius-Clapeyron e legge di Henry 19.7.4 Equazione di Clausius-Clapeyron e legge di Raoult 19.7.5 Energia libera e costante di equilibrio 19.7.6 Equazione di Eyring (calcolo della costante cinetica) 19.8 Relazione tra ΔG° e E° 19.9 Dipendenza delle funzioni di stato dalla Temperatura: Calore Specifico 19.9.1 Dipendenza dell'Energia interna da T 19.9.2 Dipendenza dell'Entalpia da T: Equazione di Kirchhoff 19.9.3 Dipendenza dell'Entropia da T 19.9.4 Dipendenza dell'Energia libera da T 19.10 ΔG° e ΔS° di mescolamento 19.11 La costante di equilibrio K per temperature diverse da 25°C – Equazione di van’t Hoff 20 APPENDICI 20.1 Costanti di dissociazione acida e basica (a 25°C) 20.2 Prodotti di solubilità (ordinati per anione) (a 25°C) 20.3 Prodotti di solubilità (ordinati per catione) (a 25°C) 20.4 Costanti di formazione dei complessi (a 25°C) 20.5 pk di formazione parziali dei complessi (a 25°C) 20.6 Funzioni termodinamiche di formazione (ΔH°f - ΔG°f - S°) 20.7 Potenziali Standard di riduzione in volt (a 25°C e 1 atm) 20.8 Elementi chimici (massa, configurazione elettronica, nox, etimo) 20.9 Costanti fondamentali 20.10 Unità di misura 20.11 Nomenclatura