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 STECHIOMETRIA 9.1 Bilanciamento delle reazioni chimiche 9.2 Reazioni di ossidoriduzione 9.3 Bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare 9.3.1 Bilanciamento con numeri di ossidazione frazionari 9.3.2 Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento 9.3.3 Redox con più di due elementi che variano il nox 9.4 Bilanciamento redox in forma ionica netta 9.5 Trasformazione redox molecolare in forma ionica netta 9.6 Rapporti ponderali: calcolo delle quantità che reagiscono 10 STATO GASSOSO 10.1 Le leggi dei gas 10.1.1 Legge di Boyle 10.1.2 Legge di Charles o 1a legge di Gay-Lussac 10.1.3 2a legge di Gay-Lussac 10.1.4 Equazione di stato dei gas perfetti (Clapeyron) 10.1.5 Equazione di stato dei gas reali (van der Waals) 10.2 Cenni di teoria cinetica dei gas 10.2.1 Distribuzione delle velocità - Maxwelliana 10.3 Legge di Graham 10.4 Legge di Dalton o delle pressioni parziali 10.5 Temperatura critica 11 STATO LIQUIDO 11.1 Diffusione ed entropia 11.2 Evaporazione e tensione di vapore 11.3 Ebollizione 11.4 Diagramma di stato 12 SOLUZIONI 12.1 Concentrazione di una soluzione 12.2 Solubilità e legge di Henry 12.3 Elettroliti, non-elettroliti e grado di dissociazione 12.4 Osmosi e Pressione osmotica 12.5 Legge di Raoult 12.5.1 Regola della leva 12.5.2 Distillazione e diagramma lenticolare 12.5.3 Soluzioni non ideali: deviazioni dalla legge di Raoult e azeotropi 12.6 Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico 12.7 Proprietà colligative 13 CINETICA CHIMICA 13.1 Velocità di reazione 13.1.1 Reazioni di primo ordine (cinetica di primo ordine) 13.1.2 Reazioni di secondo ordine (cinetiche di secondo ordine) 13.1.3 Reazioni di ordine zero (cinetiche di ordine zero) 13.2 Determinazione dell’ordine di reazione 13.2.1 Metodo dell’isolamento 13.2.2 Metodo delle velocità iniziali 13.2.3 Uso dell’equazione cinetica integrata 13.3 Costante di velocità specifica ed equazione di Arrhenius 13.3.1 Altri fattori che influenzano la velocità di una reazione 14 EQUILIBRIO CHIMICO 14.1 Legge di azione di massa (legge di Guldberg-Waage) 14.1.1 Costante di equilibrio (kc kp kn) 14.2 Equilibri chimici omogenei ed eterogenei 14.3 Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier 15 EQUILIBRI DI DISSOCIAZIONE 15.1 Il prodotto ionico dell’acqua 15.2 pH e pOH 15.3 Calcolo del pH 15.3.1 Calcolo pH per acidi e basi forti 15.3.2 pH in soluzioni molto diluite di acidi (e basi) forti 15.3.3 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli: ka e kb (legge di Ostwald) 15.3.4 Metodo semplificato per il calcolo del pH di acidi (e basi) deboli 15.3.5 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli molto diluiti e/o molto deboli 15.3.6 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli poliprotici 15.4 Indicatori di pH 15.5 Idrolisi salina ed Equilibrio di idrolisi 15.5.1 Idrolisi basica 15.5.2 Idrolisi acida 15.5.3 Idrolisi acida di un catione metallico 15.5.4 L’idrolisi come reazione acido-base di Brønsted 15.5.5 Idrolisi neutra 15.5.6 Idrolisi di un sale derivante da un acido debole e da una base debole 15.5.7 Idrolisi di elettroliti anfoteri (anfoliti) 15.6 Soluzioni tampone (equazione di Henderson-Hasselbach) 15.7 Elettroliti anfoteri in soluzione 15.8 Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps 15.8.1 Effetto dello ione comune 15.8.2 Equilibrio di solubilità e precipitazione 15.8.3 Equilibrio di solubilità, idrolisi e pH 15.9 Equilibri di complessazione e costante di formazione dei complessi. 15.9.1 Competizione tra equilibrio di complessazione ed equilibrio di solubilità 15.9.2 Equilibrio di complessazione e pH 15.10 Teorie Acido-base 15.10.1 Acidi e basi secondo Arrhenius 15.10.2 Acidi e basi secondo Brønsted 15.10.3 Acidi e basi secondo Lewis 15.11 Titolazione Acido-base 15.12 Curve di titolazione 15.12.1 Curva di Titolazione di un acido forte con una base forte 15.12.2 Curva di Titolazione di una base forte con un acido forte 15.12.3 Curva di Titolazione di un acido debole monoprotico con una base forte 15.12.4 Curva di Titolazione di un acido debole poliprotico con una base forte 16 ELETTROCHIMICA 16.1 Celle galvaniche o pile 16.1.1 Potenziale di elettrodo 16.1.2 Equazione di Nernst 16.1.3 Relazione tra kc e f.e.m. (ΔE°) 16.1.4 Lavoro eseguito da una pila 16.2 Elettrolisi e celle elettrolitiche 16.2.1 Elettrolisi di una soluzione contenente più ioni (precedenza di scarica) 16.2.2 Le leggi di Faraday 16.2.3 Equivalente elettrochimico 16.2.4 Fenomeni elettrochimici di interesse pratico 17 ELEMENTI DI TERMODINAMICA CHIMICA 17.1 I sistemi termodinamici 17.2 Funzioni di stato e di percorso 17.3 Energia interna (E) 17.3.1 Variazioni dell'energia interna E di un sistema chimico 17.4 Entalpia (H) e termochimica 17.4.1 Legge di Lavoisier-Laplace (1780) 17.4.2 Legge di Hess (1840) 17.5 Entropia (S), Energia libera (G) e criteri di spontaneità 17.6 Previsioni sulla spontaneità di una reazione 17.7 Energia libera e sistemi all'equilibrio 17.7.1 Transizioni di fase: Regola di Trouton 17.7.2 Transizioni di fase: Equazione di Clausius-Clapeyron 17.7.3 Energia libera e costante di equilibrio 17.8 Relazione tra ΔG° e E° 17.9 La costante di equilibrio K per temperature diverse da 25°C – Equazione di van’t Hoff 18 APPENDICI 18.1 Costanti di dissociazione acida e basica (a 25°C) 18.2 Prodotti di solubilità (ordinati per anione) (a 25°C) 18.3 Prodotti di solubilità (ordinati per catione) (a 25°C) 18.4 Costanti di formazione dei complessi (a 25°C) 18.5 pk di formazione parziali dei complessi (a 25°C) 18.6 Funzioni termodinamiche di formazione (ΔH°f - ΔG°f - S°) 18.7 Potenziali Standard di riduzione in volt (a 25°C e 1 atm) 18.8 Elementi chimici (massa, configurazione elettronica, nox, etimo) 18.9 Costanti fondamentali 18.10 Unità di misura 18.11 Nomenclatura