Appunti di chimica - fondamenti di chimica di base (Parte 1)

Fondamenti di chimica di base:
La teoria atomica. Il modello atomico di Dalton, di Thomson e di Rutherford. I limiti del modello
atomico di Rutherford. Il modello atomico di Bohr: le orbite quantizzate. Spettro di emissione e di
assorbimento dell'idrogeno. La materia come onda (De Broglie) ed il principio di indeterminazione
di Heisenberg. Il modello atomico di Schroedinger: gli orbitali. I numeri quantici principali: n, l ed
m. Gli orbitali s, p, d, f. Il numero quantico magnetico di spin ed il principio di esclusione di Pauli.
La regola di Hund. La costruzione delle configurazioni elettroniche degli elementi e della Tavola
Periodica. I gruppi ed i periodi. Numeri atomici e numeri di massa. Gli isotopi. La massa atomica
relativa. Il peso molecolare o massa molecolare relativa. La mole ed il numero di Avogadro. Il difetto
di massa. L'energia di legame media per nucleone (fusione e fissione).
Calcolo del peso molecolare e del numero di moli. Le proprietà periodiche degli elementi. Il raggio
atomico ed il raggio ionico. L'energia di ionizzazione. L'affinità elettronica. L'elettronegatività.
Il legame chimico: ionico, covalente e metallico. La teoria del legame di valenza (VB). I legami di
tipo sigma e pi-greco. Il legame covalente: la teoria di Lewis e la regola dell'ottetto. I limiti della
teoria di Lewis. La teoria dell'ibridazione. La geometria molecolare: la Teoria VSEPR.
I legami intermolecolari: interazioni dipolo indotto - dipolo indotto, interazioni dipolo - dipolo,
legame a idrogeno.
Il numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti inorganici: ossidi ionici ed ossidi covalenti,
idrossidi ed acidi ossigenati, idruri ionici e covalenti, cationi, anioni, sali binari e ternari. Coefficienti
stechiometrici e bilanciamento equazione chimica. Stechiometria di base. Concetto di reagente limite.
I gas ideali. La densità dei gas. La composizione dell'aria secca. Determinazione della densità dell'aria
a T e P fissate.
La conducibilità termica dei gas, la resistenza termica e la trasmittanza termica dei gas. I gas reali ed
il fattore di comprimibilità. La liquefazione dei gas e l'effetto Joule-Thomson. Il funzionamento dei
condizionatori.
I diversi tipi di reazioni. Le reazioni di equilibrio. Esempi di reazioni di equilibrio: evaporazionecondensazione (tensione di vapore), solubilizzazione-precipitazione (solubilità). La costante di
equilibrio in funzione della concentrazione molare e delle pressioni parziali. La costante di equilibrio
in funzione del numero di moli e della frazione molare. Equilibri omogenei ed eterogenei. I fattori
che influenzano l'equilibrio chimico: variazione di concentrazione, variazione di volume e pressione.
Influenza della temperatura. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Fattori che non influenzano
l'equilibrio chimico: aggiunta di un gas inerte, aggiunta di un catalizzatore.
L'umidità relativa percentuale e il diagramma psicrometrico. Temperatura di bulbo secco e di bulbo
umido, temperatura di rugiada, umidità specifica, entalpia e volume specifico. Diagramma
psicrometrico: determinazione dell'entalpia specifica ed esempi di miscele di correnti di aria.
Le soluzioni. Definizione di molarità, molalità e percentuale in peso di una soluzione. Elettroliti forti
e deboli. Prodotto di solubilità, costante di dissociazione acida e basica.
Le proprietà colligative: abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopico. La relazione tra
solubilità e prodotto di solubilità. Relazione tra la costante di equilibrio diretta ed inversa.
La costante di idrolisi dell'acqua (Kw) ed il pH. Determinazione del pH di una soluzione di acido
forte e di acido debole. Determinazione del pH di una soluzione di base forte e di base debole. Idrolisi
salina. Determinazione del pH di sale di acido forte e base debole e sale di acido debole e base forte.
ll bilanciamento delle reazioni redox con il metodo delle semireazioni. I diversi tipi di reazioni redox:
reazioni di combinazione, reazioni di decomposizione, reazioni di combustione, reazioni di
spostamento. La costruzione della pila. Schematizzazione della pila. Elettrodo standard a idrogeno e
tabella dei potenziali standard di riduzione. L'equazione di Nernst. La corrosione del ferro in funzione
del pH e della presenza o meno di ossigeno. Determinazione della costante di equilibrio di una
reazione redox dal valore dei potenziali standard. La corrosione elettrochimica. Corrosione
elettrochimica di un metallo (es. ferro) con sviluppo di idrogeno nelle zone catodiche (ambiente acido,
neutro o alcalino in assenza di ossigeno) oppure con assorbimento di ossigeno nelle zone catodiche
(ambiente acido, neutro o alcalino in presenza di ossigeno). Corrosione galvanica ed importanza del
rapporto tra superficie anodica e catodica. Corrosione dovuta a differenze locali di concentrazione.
Velocità di corrosione in funzione del pH. Corrosione generalizzata. Corrosione per pitting.
Termodinamica delle reazioni di corrosione generalizzata. Potenziale della reazione di riduzione
dell'idrogeno e di assorbimento dell'ossigeno in funzione del pH. Diagramma di Pourbaix nel caso
del ferro. Metodi di protezione dalla corrosione: protezione catodica e protezione anodica.