Appunti di Chimica generale

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Tra i professori che hanno tenuto i corsi per l’esame di chimica generale su cui sono basati i nostri riassunti e appunti: Alessandri Ivano, Suranna Gian Paolo, Sebastiano Roberto, Feroci Marta, Cozzini Pietro e molti altri, nelle università di Università degli Studi di Brescia, Politecnico di Bari, Politecnico di Milano, Università degli Studi di Roma La Sapienza, Università degli Studi di Parma.

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Appunti di Chimica generale

Appunti teorici di Chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. I. Alessandri

Università Università degli Studi di Brescia

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Appunti per affrontare l'esame teorico di chimica. Punti chiave ben evidenziati. Appunti basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni del prof. Alessandri dell’università degli Studi di Brescia - Unibs, facoltà di Ingegneria. Io ho preso 28 ;)

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Prime lezioni di chimica, concetti base e leggi fondamentali della chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

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-definizioni di: materia atomo introduzione alla tavola periodica temperatura e zero assoluto stati di aggregazione e passaggi di stato sistemi e fasi sostanza e composto LEGGI FONDAMENTALI DELLA CHIMICA peso atomico, molecolare, formula grammo atomico, molecolare, formula densità gassosa relativa

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Teoria reazioni chimiche

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Appunto

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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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Esercizi sul PH prof Suranna

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

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esercizi svolti sul PH dai seguenti appelli di chimica di ingegneria civile prof Suranna: 16 giugno 2014 17 luglio 2013 16 luglio 2014 4 settembre 2013 8 settembre 2014 18 settembre 2013 11 novembre 2013 23 settembre 2014 11 novembre 2014 19 gennaio 2015 24 gennaio 2014 17 febbraio 2014 16 febbraio 2015 14 aprile 2015 28 aprile 2014

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Esercizi reazioni bilanciamento stechiometria

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

3,5 / 5

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esercizi svolti sui bilanciamenti stechiometrici e sulle reazioni dai seguenti appelli di chimica di ingegneria civile prof Suranna: 16 giugno 2014 17 luglio 2013 16 luglio 2014 4 settembre 2013 8 settembre 2014 18 settembre 2013 11 novembre 2013 23 settembre 2014 11 novembre 2014 19 gennaio 2015 24 gennaio 2014 17 febbraio 2014 16 febbraio 2015 14 aprile 2015 28 aprile 2014

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Esercizi su pila ed elettrolisi

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

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Esercizi svolti sulle pile dai seguenti appelli di chimica di ingegneria civile prof Suranna: 16 giugno 2014 17 luglio 2013 16 luglio 2014 4 settembre 2013 8 settembre 2014 18 settembre 2013 11 novembre 2013 23 settembre 2014 11 novembre 2014 19 gennaio 2015 24 gennaio 2014 17 febbraio 2014 16 febbraio 2015 14 aprile 2015 28 aprile 2014

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Tracce con risultati + esercizi svolti per argomento (chimica-Suranna-ingegneria civile)

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

4,5 / 5

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esercizi svolti di chimica per argomento: 16 giugno 2014 17 luglio 2013 16 luglio 2014 4 settembre 2013 8 settembre 2014 18 settembre 2013 11 novembre 2013 23 settembre 2014 11 novembre 2014 19 gennaio 2015 24 gennaio 2014 17 febbraio 2014 16 febbraio 2015 14 aprile 2015 28 aprile 2014

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Esercizi formule di struttura

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

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Esercizi svolti sulle formule di struttura dai seguenti appelli di chimica di ingegneria civile prof Suranna: 16 giugno 2014 17 luglio 2013 16 luglio 2014 4 settembre 2013 8 settembre 2014 18 settembre 2013 11 novembre 2013 23 settembre 2014 11 novembre 2014 19 gennaio 2015 24 gennaio 2014 17 febbraio 2014 16 febbraio 2015 14 aprile 2015 28 aprile 2014

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Esercizi sulla nomenclatura e concetti base chimica sulla natura della materia

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Esercitazione

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Esercizi svolti sulla nomenclatura dai seguenti appelli di chimica di ingegneria civile prof Suranna: 16giugno2014 17luglio2013 16luglio2014 4settembre2013 8settembre2014 18settembre2013 11novembre2013 23settembre2014 11novembre2014 19gennaio2015 24gennaio2014 17febbraio2014 16febbraio2015 14aprile2015 28aprile2014 con argomenti base annessi quali: natura elettrica della materia con esempri sperimentali esperienza di thomson

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Formulario di chimica

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Appunto

3,5 / 5

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Appunti di chimica con formulario di chimica di base basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni del prof. Suranna dell’università degli Studi Politecnico di Bari - Poliba, della Facoltà di Ingegneria I. Scarica il file in formato PDF!

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Equilibri chimici teoria

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Appunto

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Teoria degli equilibri chimici omogenei in fase gassosa. descrizione delle costanti di equilibrio in funzione di concentrazione, frazione molare e numero di moli. leggi di le chatelier braun e van't hoff sui fattori che influenzano l'equilibrio chimico. equilibrio di dissociazione gassosa e relativo grado di dissociaione

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Teoria nomenclatura ed esempi esplicativi

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. G. Suranna

Università Politecnico di Bari

Appunto

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Teoria sulla nomenclatura - corso di chimica tenuto dal prof Suranna (ing. civile 6cfu) la teoria è accompagnata da schemi riassuntivi e da esercizi esplicativi che rendono chiare le regole da utilizzare nell'ambito della nomenclatura. Università Politecnico di Bari - Poliba.

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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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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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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

Appunto

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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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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

Appunto

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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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Trasformazioni spontanee - Entropia ed energia di Gibbs

Esame Chimica generale

Facoltà Agraria

Dal corso del Prof. P. Cozzini

Università Università degli Studi di Parma

Appunto

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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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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"

Appunto

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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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Chimica Macromolecolare

Esame Chimica macromolecolare

Facoltà Scienze matematiche fisiche e naturali

Dal corso del Prof. P. Sozzani

Università Università degli Studi di Milano - Bicocca

Appunto

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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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Esericizi svolti su mole

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. I. Blanco

Università Università degli Studi di Catania

Esercitazione

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Esercizi di Chimica generale sulla mole elaborati dal publisher sulla base di appunti personali e frequenza delle lezioni del professore Blanco, Università degli Studi di Cstania - Unict, Facoltà di Ingegneria. Scarica il file con le esercitazioni in formato PDF!

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