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Appunti di Chimica generale

Chimica Macromolecolare

Esame Chimica macromolecolare

Facoltà Scienze matematiche fisiche e naturali

Dal corso del Prof. P. Sozzani

Università Università degli Studi di Milano - Bicocca

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Appunti del Corso di Chimica Macromolecolare del Prof. Sozzani dell'università di Milano Bicocca. Appunti delle lezioni frontali inerenti ai fondamenti delle macromolecole e loro sintesi, Università degli Studi di Milano Bicocca - Unimib. Scarica il file in formato PDF!

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Prova di chimica 10/01/2013

Esame Chimica generale e inorganica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. M. Catauro

Università Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli"

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Svolgimento completo e corretto dei quesiti d'esame di chimica. Tracce: 1) Alla temperatura di 25 °C e alla pressione totale di 1,00 atm, il tetrossido di di azoto è dissociato per il 20% in diossido di azoto secondo la reazione: N2O4 (g) ⇋ 2NO2 (g) Calcolare il grado di dissociazione di N2O4 se, a temperatura costante, la pressione viene portata a 3,00 atm. 2) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 1,00 dm3 di una soluzione di HCl 0,100M e 2,00 dm3 di una soluzione di NH3 0,0500M. Kb (NH3) = 1,8 x 10-5M 3) L’ipoclorito di sodio reagisce con il cromito di sodio in ambiente basico secondo la reazione da bilanciare: ClO- + CrO2- → Cl- + CrO4-2 Calcolare la quantità di cromato di sodio che si forma mettendo a reagire 400 g di NaClO e 500 g di NaCrO2. 4) Si supponga di avere una soluzione acquosa al 15% di H3PO4 in cui l’acido è dissociato per l’8%. Calcolare la temperatura di ebollizione della soluzione. Ke = 0,51 °C ∙Kg∙mol-1 . 5) Se 12,5g di Ag2SO4 si sciolgono in 1,5 dm3 di acqua dando una soluzione satura, quanti grammi se ne possono sciogliere in 1,5 dm3 di una soluzione 0,800 M di Na2SO4.

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Trasformazioni spontanee - Entropia ed energia di Gibbs

Esame Chimica generale

Facoltà Agraria

Dal corso del Prof. P. Cozzini

Università Università degli Studi di Parma

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Gli argomenti trattati nel presente file sono i seguenti: - Spontaneità: il significato di trasformazione spontanea; - Il concetto di entropia; - Criteri per la spontaneità di una trasformazione: il secondo principio della termodinamica; - Terzo principio della termodinamica e il concetto di entropia assoluta; - Energia di Gibbs e variazione di energia di Gibbs; - Applicazioni del criterio dell'energia di Gibbs per trasformazioni spontanee; - Variazione di energia di energia di Gibbs standard, ΔG°; - Variazione dell’energia di Gibbs ed equilibrio (correlato da grafico, al fine di illustrare al meglio il concetto); - Relazione tra ΔG° e la costante di equilibrio K; - Esercizio riassuntivo.

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Riassunto primo esonero chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria dell'informazione

Dal corso del Prof. M. Feroci

Università Università degli Studi di Roma La Sapienza

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ELEMENTI, SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI Struttura dell'atomo. Nucleoni. Decadimento radioattivo. Numero atomico e numero di massa di un atomo. Nuclidi isotopi ed elementi chimici. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Sostanze, formule molecolari. Masse molecolari relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Costante di Avogadro. Massa molare di una sostanza. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica equazione stechiometrica (o chimica). Reagenti in proporzioni stechiometriche in difetto ed in eccesso. Analisi indiretta. STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI. Radiazioni elettromagnetiche. Modello di Bohr e meccanica quantistica. Modello ondulatorio-corpuscolare della luce. Spettro di assorbimento e di emissione degli atomi. Principio di Heisenberg. L'atomo secondo la meccanica ondulatoria (orbitali, livelli energetici, numeri quantici). Equazione di Schrödinger. Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: principio della minima energia, principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Costruzione elettronica degli atomi degli elementi nel loro stato fondamentale: classificazione periodica degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI. Legame atomico (o covalente): teoria del legame di valenza e dell’orbitale molecolare (cenni). Raggio atomico, distanza di legame, energia di legame e curva di Morse. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari: momenti dipolari. Elettronegatività degli elementi. Legame ionico: energia reticolare, costante di Madelung. Geometria delle molecole: orbitali ibridi. Risonanza. Legami ed elettroni delocalizzati. Legame metallico, proprietà dei metalli. Conduttori elettronici, semiconduttori e isolanti. Forze intermolecolari dipolo-dipolo (Van der Waals), legame idrogeno, forze di dispersione di London. Formule di struttura

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Riassunto secondo esonero chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria dell'informazione

Dal corso del Prof. M. Feroci

Università Università degli Studi di Roma La Sapienza

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STATI Dl OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI E REAZIONI REDOX.Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Correlazione tra stati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox con metodo elettronico. Reazioni di combustione. STATI Dl AGGREGAZIONE DELLA MATERIA. Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi (cristallini). Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti mononucleari ed eteronucleari, solidi metallici. Stato liquido: Proprietà macroscopiche dei liquidi. Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Applicazione della legge dei gas. Legge di Dalton. Gas reali ed equazione di Van der Waals. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali. CENNI DI TERMODINAMICA CHIMICA. Sistema, ambiente, universo. Reazioni endotermiche ed esotermiche. 1°, 2° e 3° principio della termodinamica: energia interna, entalpia, entropia, energia libera. Legge di Hess. Criterio di spontaneità di una trasformazione (entropia ed energia libera). EQUILIBRI TRA FASI. Sistemi ad un componente: Passaggi di stato per un sistema ad un componente: tensione di vapore, temperatura di ebollizione. Equazione di Clapeyron. Diagramma isobaro di riscaldamento, diagrammi di stato di acqua ed anidride carbonica. Sistemi a due componenti: Soluzioni, unità di concentrazione (molarità, molalità, formalità). Legge di Raoult. Solubilità Soluzioni di soluti non volatili e non elettroliti: Proprietà colligative. Variazione della pressione di vapore del solvente nel passaggio solvente puro-soluzione diluita. Variazione della temperatura di ebollizione e congelamento del solvente per aggiunta di soluto non volatile e non elettrolita. Pressione osmotica. DISSOCIAZIONE GASSOSA: Grado di dissociazione. EQUILIBRI Dl REAZIONE IN SISTEMI OMOGENEI ED ETEROGENEI. Costante standard (di equilibrio) di una reazione. Leggi modello (o leggi limite) dell' equilibrio chimico per sistemi omogenei (in fase gassosa o in fase liquida) e per sistemi eterogenei. Effetti sulla composizione di un sistema all equilibrio provocati: a) da una variazione della quantità dei componenti. b) da una variazione della pressione o del volume c) da una variazione della temperatura (entalpia di reazione, equazione di Van't Hoff).). EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA. La legge dell' equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costanti standard di una reazione in soluzione. La reazione di ionizzazione dell'acqua e la sua costante di standard. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non-ionica e ionica: acidi e basi (di Bronsted-Lowry e di Lewis), sali. Effetto induttivo sulla forza degli acidi. Effetto livellante dell'acqua. Grado di dissociazione. Composizione di equilibrio e calcolo del pH di soluzioni "diluite" di soluti acidi, basici e salini. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.

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Formulario chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria industriale

Dal corso del Prof. R. Sebastiano

Università Politecnico di Milano

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Appunti di Chimica generale basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni del prof. Sebastiano dell’università degli Studi Politecnico di Milano - Polimi, Facoltà di Ingegneria industriale, Corso di laurea in ingegneria meccanica. Scarica il file in formato PDF!

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Nomenclatura dei composti del manganese

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

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Appunti di Chimica sulla nomenclatura dei composti del manganese basato su appunti personali del publisher presi alle lezioni del prof. Suranna dell’università degli Studi Politecnico di Bari - Poliba, Facoltà di Ingegneria I. Scarica il file in formato PDF!

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Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

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introduzioni alle reazioni chimiche definizione di acidi e basi (arrhenius bronsted-lowry lewis) formule di struttura degli ossiacidi prodotti delle reazioni tra acidi e basi reazioni irreversibili (completamente spostate) ossidanti e riducenti bilanciamenti ossidoriduzioni (metodo schematico e metodo ionico elettronico) potenziali redox

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Esame Chimica generale

Facoltà Scienze matematiche fisiche e naturali

Università Università degli Studi del Molise

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Appunti di chimica generale su atomo, tavola periodica, elettronegatività: nozioni di base basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni dell’università degli Studi del Molise - Unimol, Facoltà di Scienze matematiche fisiche e naturali. Scarica il file in formato PDF!

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