Appunti di Chimica generale

Scarica gli appunti per l’esame di chimica generale e i riassunti che preferisci, disponibili per le facoltà di architettura, scienze matematiche fisiche e naturali - como, ingegneria ii, giurisprudenza, ingegneria civile ambientale e territoriale, scienze motorie, studi umanistici, economia - forlì, lingue e letterature straniere, interfacoltà, scienze dell'economia e della gestione aziendale, ingegneria i, farmacia, medicina e chirurgia, prima medicina e chirurgia, lettere e filosofia - arezzo, psicologia, scienze matematiche fisiche e naturali, economia, ingegneria, scienze della formazione, lettere e filosofia, agraria e molte altre. Nel nostro archivio trovi 22 appunti esame, 1 panieri, 8 schemi e mappe concettuali, 3 prove svolte, 210 appunti, 37 esercitazioni, tutti già pronti per il download gratis o a pagamento.

Tra i professori che hanno tenuto i corsi per l’esame di chimica generale su cui sono basati i nostri riassunti e appunti: Feroci Marta, Cozzini Pietro, Catauro Michelina, Sozzani Piero, Blanco Ignazio e molti altri, nelle università di Università degli Studi di Roma La Sapienza, Università degli Studi di Parma, Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli", Università degli Studi di Milano - Bicocca, Università degli Studi di Catania.

Tutti i riassunti di chimica generale per il download sono recensiti e verificati dagli studenti che scaricano il riassunto.

…continua

Cerca appunti per università

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni e lo studio autonomo di eventuali testi di riferimento in preparazioneall’esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell’università attribuibile al docente del corso o al relatore

…continua

Appunti di Chimica generale

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

3 / 5

Scarica

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.

...continua

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

4 / 5

Scarica

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

...continua

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

4 / 5

Scarica

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.

...continua

Prova di chimica 10/01/2013

Esame Chimica generale e inorganica