Appunti di Chimica generale e inorganica

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Tra i professori che hanno tenuto i corsi per l’esame di chimica generale e inorganica su cui sono basati i nostri riassunti e appunti: Vertuccio Luigi, De Zorzi Rita, Stefanelli Manuela, Leone Antonio Maria, Lotti Nadia e molti altri, nelle università di Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli", Università degli Studi di Trieste, Università degli Studi di Roma Tor Vergata, Università degli Studi di Catania, Università degli Studi di Bologna.

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Appunti di Chimica generale e inorganica

Proprietà colligative, schema

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. L. Vertuccio

Università Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli"

Schemi e mappe concettuali

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Appunti di Chimica generale su: proprietà colligative: schema contenente abbassamento relativo della tensione di vapora, innalzamento ebulloscopico, abbassamento crioscopico, legge di Rault, frazioni molari in fase vapore equilibrio chimico.

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Tavola periodica e nomenclatura

Esame Chimica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. R. De Zorzi

Università Università degli Studi di Trieste

Appunti esame

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Appunti di Chimica su tavola periodica e nomenclatura di chimica generale ed inorganica, I anno, CTF. Molto importante conoscere la nomenclatura: contiene appunti presi a lezione e integrazione con libro ed esercizi svolti in aula.

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Esame Chimica generale e inorganica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. M. Stefanelli

Università Università degli Studi di Roma Tor Vergata

Prove svolte

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Appunti di Chimica generale e inorganica. Spero che gli esami di Chimica generale e inorganica siano andati bene per tutti gli studenti. È importante aver dedicato tempo sufficiente allo studio e alla preparazione. L'impegno profuso sicuramente vi porterà a raggiungere i vostri obiettivi. Sono sicuro che i risultati ottenuti saranno soddisfacenti. In bocca al lupo per i prossimi impegni accademici!

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Modelli atomici

Esame Chimica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. A. Leone

Università Università degli Studi di Catania

Appunti esame

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Appunti di Chimica sui modelli atomici. Tra corpi dotati di carica elettrica si manifesta una forze di attrazione (cariche opposte) o forze di repulsione (cariche uguali). Le forze tra cariche elettriche dello stesso tipo (positive o negative) sono repulsive; le forze tra cariche elettriche di tipo contrario sono attrattive. La legge di Coulomb afferma che l’intensità della forza che si manifesta tra due cariche elettriche è direttamente proporzionale alle loro quantità e inversamente proporzionale al quadrato della distanza che le separa. Nel Sistema Internazionale la grandezza carica elettrica (Q) si misura in coulomb (C). Il valore della costante k vale 9,0 · 10^-9 N · m^2/ C^2. L’atomo: l’atomo (dal greco àtomos: indivisibile) è il componente base di cui è composta la materia; è la più piccola quantità di materia con le stesse caratteristiche dell’elemento. Gli atomi si organizzano in molecole, e le interazioni tra molecole danno origine a tutta la materia. Un singolo atomo e una singola molecola:presentano le seguenti caratteristiche: • hanno sempre lo stesso volume: un atomo non diventa più grande se riscaldato. La dilatazione termica è dovuta al fatto che, all’aumentare della temperatura, le particelle si allontanano le une dalle altre; • Hanno sempre la stessa massa; • Non si deformano: le particelle, anche se sottoposte ad elevate pressione, mantengono la loro forma e non si schiacciano; • Hanno proprietà chimiche: un atomo di ferro reagisce con una molecola di acido cloridrico; • Non hanno proprietà fisiche: un atomo di rame non conduce, un atomo di ferro non viene attratto da una calamita, un atomo di oro non è giallo. Queste proprietà sono dovute alle interazione che si verificano tra più atomi di rame, di ferro, di oro; • Sono in continuo movimento: il movimento degli atomi e delle molecole è tanto più Intenso quanto più alta è la temperatura e minore la loro massa; L’atomo è ulteriormente divisibile in particelle subatomiche più piccole. Esse possono essere immaginate un po’ come i “mattoni” con i quali sono costruiti tutti gli atomi, nel senso che sono uguali per forma e struttura nei diversi elementi. Atomi che perdono o acquistano uno o più elettroni rispetto al numero di protoni sono detti ioni (chi perde elettroni e assume carica positiva si chiamano cationi; gli altri anioni.) Atomi dello stesso elemento che differiscono per il numero di neutroni (numero di massa=N+Z) si dicono isotopi dove con N intendiamo il numero di neutroni e con Z intendiamo il numero di protoni. Elettroni: Thomson studiava gli effetti delle scariche elettriche sui gas rarefatti contenuti in particolari tubi di vetro. In questi tubi, chiamati anche tubi catodici, sono inseriti due elettrodi sui quali, per mezzo di un generatore elettrico, vengono accumulate cariche elettriche di segno contrario. Riducendo la pressione del gas a un milionesimo di bar e aumentando la carica elettrica accumulata sugli elettrodi fino a raggiungere valori sufficientemente elevati, Thomson poté verificare che dall’elettrodo negativo (catodo) venivano emessi fasci di particelle che egli chiamò raggi catodici. Le particelle emesse dal catodo hanno carica negativa e la loro massa è sempre molto più piccola della massa dell’atomo più leggero, quello di idrogeno; Alle particelle che costituiscono i raggi catodici fu dato il nome di elettroni. Gli elettroni ( e−) sono le più piccole particelle con carica elettrica negativa. La carica vale -1 in particolare 1,602 · 10 −19 C. La carica elettrica dell’elettrone fu determinata per la prima volta dal fisico statunitense R.A.Millikan. Nell’ingegnoso apparato da lui stesso messo a punto, un po’ di olio nebulizzato veniva introdotto sopra una piastra provvista di un forellino: le minutissime gocce d’olio che attraversavano il forellino si venivano a trovare in uno spazio tra due piastre metalliche con carica elettrica di segno contrario. Questo spazio veniva fatto attraversare da raggi X, particolari radiazioni in grado di estrarre elettroni dalle molecole di azoto e di ossigeno presenti nell’aria: di conseguenza alcune gocce di olio, colpite a loro volta dagli elettroni, si caricavano con carica elettrica negativa. La caduta delle gocce causata dalla forza di gravità poteva essere contrastata attraverso l’azione della forza elettrica creata dalle due placche. Millikan, osservando al microscopio il moto delle gocce e modificando opportunamente l’intensità delle cariche sulle piastre, era in grado di bilanciare esattamente la forza di gravità e in questo modo le gocce rimanevano sospese. Conoscendo la quantità di carica sulle piastre e applicando la legge di Coulomb, Millikan riuscì a calcolare la carica elettrica sulla goccia. Ripetendo l’esperimento molte volte trovò che la carica di ogni goccia era sempre – 1,7 · 10 –19 C o un suo multiplo intero. Il modello atomico a Panettone: l'atomo è costituito da una distribuzione di carica positiva diffusa all'interno della quale sono inserite le cariche negative. I protoni: la presenza di queste particelle venne rilevata sperimentalmente utilizzando apparecchiature simili ai tubi catodici queste particelle costituiscono i cosiddetti raggi canale e sono state individuate immettendo nel tubo un catodo opportunamente forato.La luminosità che compare dietro al catodo forato indica la presenza di particelle con carica positiva. Si è potuto verificare che queste particelle: • hanno una massa molto più grande di quella degli elettroni; • sono diverse a seconda del tipo di gas presente nel tubo; • possiedono una carica positiva che è sempre un multiplo intero del valore della carica dell’elettrone. Alla più piccola di queste particelle positive fu dato il nome di protone. I protoni ( p +) sono le più piccole particelle con carica elettrica positiva che sono stabilmente presenti in tutti gli atomi. A seguito anche di altri esperimenti, possiamo affermare che: - la massa del protone è molto più grande di quella dell’elettrone, ma la carica elettrica positiva del protone ha lo stesso valore di quella negativa dell’elettrone; I neutroni: nel 1932 il fisico inglese J. Chadwick dimostrò che negli atomi è presente anche un altro tipo di particella, alla quale fu dato il nome di neutrone. I neutroni (n) sono particelle presenti negli atomi, hanno massa quasi uguale a quella dei protoni ma non presentano carica elettrica. Ricapitolando: Protone: • Carico positivamente (stessa carica dell’elettrone, ma di segno opposto: 1,602 × 10-19C) • Risiede nel nucleo • Influenza la massa dell’atomo • Massa pari a 1,673 × 10-27kg (simile a quella del neutrone, e 1836 volte più grande dell’elettrone) Neutrone: • Non presenta carica (neutro) • Risiede nel nucleo • Influenza la massa dell’atomo • Massa a riposo di 1,675 × 10-27kg (simile al protone) Elettrone: • Carico negativamente (−1,602 × 10-19 C) • Ruota intorno al nucleo dell’atomo, lungo traiettorie casuali (orbitali) • Massa piccolissima: 9,10 × 10-31 kg (trascurabile) • Coinvolto nella formazione di legami tra atomi Teoria atomica di Dalton: nel 1803 questa teoria venne ripresa da Dalton che enunciò la teoria atomica, secondo la quale: - tutta la materia è formata da particelle indivisibili chiamate atomi; - durante le reazioni chimiche gli atomi non si creano e non si distruggono ma possono solo ricombinarsi tra loro generando diversi composti (i prodotti della reazione). Le leggi ponderali: secondo Lavoisier, in una reazione chimica la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa deiprodotti (legge di conservazione della massa). Secondo Proust, le masse degli elementi che reagiscono per formare un composto devono essere in una proporzione ben precisa perché atomi di elementi diversi si combinano tra loro secondo numeri interi caratteristici di quel composto; in altre parole il rapporto fra le masse degli elementi di un composto è definito e costante (legge delle proporzioni definite). Secondo lo stesso Dalton, masse uguali di uno stesso elemento devono contenere uguale numero di atomi e quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno tra loro in rapporti semplici, esprimibili mediante numeri interi piccoli (legge delle proporzioni multiple). Rutherford: esperimento della lamina d'oro: nel 1909 Rutherford, invece, grazie all'esperimento della lamina d'oro, dimostrò l'esistenza del nucleo. Egli fece incidere un fascio di particelle α (di carica 2+) prodotte da un altro elemento radioattivo (il polonio) contro una sottile lamina d'oro dello spessore e vide che: - la maggior parte delle particelle passava indisturbata attraverso la lamina (perciò tra un atomo e l'altro dovevano esistere grandi spazi formati dalla nuvola di elettroni); - alcune particelle venivano deviate perché evidentemente lungo la loro traiettoria avevano incontrato una porzione della lamina estremamente densa di carica positiva in grado di respingerle: il nucleo. Rutherford concluse quindi dovesse essere composto da un nucleo centrale in cui sono concentrate la carica positiva e la massa dell’atomo, mentre gli elettroni dovevano occupare lo spazio vuoto intorno al nucleo. Modello di Bohr: Bohr si rese conto che un fotone che viene assorbito da un atomo cede tutta la sua energia a uno degli elettroni che passa così a uno stato energetico più elevato. Il modello di Bohr afferma che l’elettrone può percorrere solo determinare orbite circolari (orbite stazionarie) e che quando ruota su di essere non assorbe o emette energia: all’elettrone sono permesse solo certe orbite, corrispondenti a determinati valori di energia (tanto più grande quanto più ampia è l’orbita, ossia distante dal nucleo); l’elettrone non può, quindi, assumere tutti i valori energetici: la sua energia è quantizzata. Per passare da un’orbita all’altra, l’elettrone assorbe o emette energia (ossia fotoni di opportuna frequenza). L’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia fra le due orbite. Il livello di energia più basso corrisponde al numero quantico n = 1, e viene detto stato fondamentale; i livello di energia superiori sono detti stati eccitati. Il passaggio dallo stato fondamentale a quello eccitato comporta l’assorbimento di un fotone; in seguito l’elettrone, attratto dal nucleo, ritorna allo stato fondamentale direttamente: a ogni “salto di orbita” corrisponde l’emissione di energia sotto forma di un fotone: si ha, così, una transizione energetica. Il principio di indeterminazione di Heisenberg: nel 1927 Heisenberg formulò il principio di indeterminazione, secondo cui non è possibile determinare contemporaneamente la posizione e la quantità di moto (=mv), ovvero la velocità di un elettrone. Equazione di Schrodinger: probabilità di trovare una particella in una determinata regione spaziale circa il 95%.

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Fondamenti di chimica

Esame Fondamenti di chimica

Facoltà Ingegneria ii

Dal corso del Prof. N. Lotti

Università Università degli Studi di Bologna

Appunti esame

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Il programma di Fondamenti di chimica include: struttura dell’atomo, tavola periodica, legami chimici, stechiometria, stati della materia, soluzioni, reazioni chimiche, equilibrio, acidi e basi, ossidoriduzioni e cenni di chimica organica.

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Chimica generale

Esame Chimica generale

Facoltà Medicina e chirurgia

Dal corso del Prof. A. Accardo

Università Università degli studi di Napoli Federico II

Appunti esame

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Appunti di Chimica generale per preparazione all’esame della professoressa Antonella Accardo, con relativi appunti dal testo e integrazioni della professoressa durante le lezioni, compresi di esempi e immagini esplicative.

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Formulario per la prima prova intercorso di Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. M. Catauro

Università Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli"

Schemi e mappe concettuali

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Formulario per la prima prova intercorso per l’esame di Chimica con la professoressa Catauro. Esame di Chimica. Università degli studi Luigi vanvitelli. Aversa. Ingegneria meccanica aerospaziale gestionale civile edile.

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Fondamenti di chimica

Esame Fondamenti di chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. M. Panzeri

Università Università degli studi di Napoli Federico II

Appunti esame

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Appunti di Fondamenti di chimica. Titolo in chimica è sinonimo di concentrazione. Quindi una titolazione serve per determinare una concentrazione. È una tecnica volumetrica che consente di determinare la concentrazione di una specie che chiamiamo titolanda conoscendo la concentrazione di un’altra specie, titolante. Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota (titolante) ad un volume noto di una soluzione (titolando) a concentrazione ignota. Punto equivalente: c’è un momento in cui le moli dell’acido eguagliano quelle della base, il punto equivalente, a questo punto è possibile calcolare la concentrazione della specie incognita. Tubo graduato con un rubinetto finale. Recipiente in laboratorio.

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Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria aeronautica e dello spazio

Dal corso del Prof. M. Piacentini

Università Università degli Studi di Roma La Sapienza

Appunti esame

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Una panoramica completa, chiara e accessibile dei principali concetti della disciplina, dalle basi della chimica generale fino agli aspetti più avanzati della chimica organica e inorganica. Scritto in stile discorsivo e con un linguaggio semplice ma scientificamente rigoroso, il libro accompagna lo studente attraverso i fondamenti della materia: struttura atomica, legami chimici, stechiometria, termodinamica, cinetica, equilibrio chimico, acidi e basi, elettrochimica e molto altro. è arricchito da esempi pratici, schemi riassuntivi e spiegazioni dettagliate che aiutano a comprendere e memorizzare anche i concetti più complessi. Ideale per studenti universitari e delle scuole superiori, il testo è utile sia per la preparazione agli esami che come strumento di ripasso. Perfetto per chi cerca un punto di riferimento solido, chiaro e completo per affrontare con successo lo studio della chimica.

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Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. M. Catauro

Università Università degli studi della Campania "Luigi Vanvitelli"

Appunti esame

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Appunti di Chimica. Diagramma di stato dell’acqua, punto triplo, punto critico, temperatura di ebollizione, sublimazione e la descrizione delle fasi del ciclo di Born-Haber e descrizione dell’ibridazione del carbonio e di Co.

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Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. L. Depero

Università Università degli Studi di Brescia

Appunti esame

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Schematizzazione di Chimica sull’argomento fatto in autonomia, non contiene appunti presi durante la lezione. Si tratta di uno schema contenente anche informazioni derivanti da altri libri non consigliati dalla professoressa.

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Esercizi svolti di Chimica generale e stechiometria sul bilanciamento delle equazioni chimiche

Esame Chimica generale e stechiometria

Facoltà Scienze matematiche fisiche e naturali

Dal corso del Prof. S. Samaritani

Università Università degli Studi di Pisa

Panieri

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Esercizi di Chimica generale e stechiometria con soluzioni sul bilanciamento delle equazioni chimiche, utili per esercitarsi nello svolgimento in vista della prova scritta d'esame. Alcune risoluzioni presentano passaggi commentati per maggiore chiarezza.

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Appunti Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. P. Paoli

Università Università degli Studi di Firenze

Appunti esame

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Appunti di Chimica riguardante l'argomento di stechiometria, argomento importante del corso affrontato il primo anno di ingegneria gestionale. Utile al superamento sia della prova scritta che della prova orale.

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Appunti Chimica

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria

Dal corso del Prof. P. Paoli

Università Università degli Studi di Firenze

Appunti esame

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Appunti e risoluzione di esercizi di Chimica su argomenti relativi ai gas perfetti e alle leggi della termodinamica. Appunti e esercizi svolti utili al superamento dell'esame sia scritto sia al superamento dell'esame orale.

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Chimica generale e inorganica

Esame Chimica inorganica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. B. Chiavarino

Università Università degli Studi di Roma La Sapienza

Appunti esame

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Appunti completi del corso di Chimica generale e inorganica da 9CFU, anno accademico 2024/2025. Con la Prof. Chiavarino, presso La Sapienza, corso SFA (Scienze farmaceutiche applicate). Gli appunti sono completi di: - Programma studio; - Appunti presi a lezione; - Slides e materiale professoressa; - Integrazione con libro richiesto; - Chat GPT (utilizzato per correggere eventuali errori di sintassi, rendere più chiari gli argomenti e integrare).

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Relazione del quarto laboratorio del corso di Chimica generale

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria civile ambientale e territoriale

Dal corso del Prof. R. Sebastiano

Università Politecnico di Milano

Appunti esame

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Relazione del quarto laboratorio del corso di Chimica generale su reazioni redox: corrosione del ferro in HCl, elettrolisi di Na₂SO₄ e KI, e studio di pile con diverse semicelle (Zn/Cu, Fe/Cu). Osservati cambiamenti di colore, pH e potenziali elettrici. Spiegate reazioni anodiche e catodiche.

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Relazione seconda esperienza di laboratorio di Chimica generale

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria civile ambientale e territoriale

Dal corso del Prof. R. Sebastiano

Università Politecnico di Milano

Appunti esame

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IL documento descrive il secondo laboratorio del corso di Chimica generale sulle reazioni di precipitazione in soluzioni acquose. (il professor Sebastiano fa gli stessi laboratori, nello stesso ordine, tutti gli anni).

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Relazione primo laboratorio Chimica generale

Esame Chimica generale

Facoltà Ingegneria civile ambientale e territoriale

Dal corso del Prof. R. Sebastiano

Università Politecnico di Milano

Appunti esame

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Il documento di Chimica generale descrive la prima esperienza laboratorio del corso di chimica generale sulle reazioni acido-base, suddivisa in tre parti: reazione tra CaO, H₂O e CO₂; titolazione di HCl con Na₂CO₃; e valutazione del pH con indicatori. Include obiettivi, procedure, osservazioni, reazioni chimiche e risultati. (il professor Sebastiano fa gli stessi laboratori, nello stesso ordine, tutti gli anni)

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Ripasso di Chimica generale e inorganica

Esame Chimica generale e inorganica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. A. Naldoni

Università Università degli studi di Torino

Schemi e mappe concettuali

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Il file contiene un ripasso utile ai fini dell’esame di Chimica generale e inorganica, ma non contiene tutte le nozioni. I meccanismi di svolgimento degli esercizi sono scritti in grassetto, mentre il resto è scritto normale. È utile per verificare che non ci siano lacune.

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Appunti Chimica generale e inorganica

Esame Chimica generale e inorganica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. V. Fusi

Università Università degli studi "Carlo Bo" di Urbino

Appunti esame

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Appunti di Chimica generale e inorganica. Struttura della materia. Atomi ed elementi chimici. Molecole e composti ionici. Gli Isotopi. 02 - Stati di aggregazione della materia. Struttura atomica: elettroni, protoni, neutroni. 03 - Massa atomica, pesi atomici e molecolari. Mole e massa molare. Composizione percentuale, formula minima, formula molecolare. 04 - Energia. Radiazione elettromagnetica. Effetto fotoelettrico. 05 - L'atomo di idrogeno e i livelli energetici. Orbitali atomici. I numeri quantici. Livelli energetici negli atomi polielettronici. Il numero quantico di spin. Regole di riempimento degli orbitali. Configurazione elettronica degli elementi. 06 - Sistema periodico. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. 07 - Legame covalente. Legame di tipo σ e π. Teoria del legame di valenza e dell'orbitale molecolare. Polarità del legame. Orbitali ibridi. 08 - Formule di struttura e geometria molecolare. 09 - Legame ionico. 10 - Legame metallico. 11 - Legame chimico e proprietà fisiche della materia. 12 - Forze intermolecolari. Molecole polari e apolari. Forze di van der Walls. Legame ad idrogeno. 13 - Proprietà chimiche e periodicità. Nomenclatura dei composti chimici. Ossidi. Idruri. Numero di ossidazione. Caratteristiche e reattività generali dei gruppi e degli elementi più importanti. Composti principali. 14 - Acidi e basi secondo BrØnsted-Lowry e secondo Lewis. Effetto livellante del solvente. 15 - Reazioni chimiche, classificazione. Reazioni di ossido-riduzione. Reazioni acido-base. Bilanciamento delle reazioni. 16 - Lo stato gassoso. I gas ideali. Teoria cinetica dei gas. Gas reali. 17 - Le soluzioni, caratterizzazione. Concentrazione delle soluzioni. Tensione di vapore. Ebullioscopia, e crioscopia. Pressione osmotica. Solubilità. 18 - I composti di coordinazione. 19 - Equilibrio chimico. Reversibilità delle reazioni e legge dell’equilibrio chimico. Principio di Le Chatelier-Braun. Equilibrio in sistemi eterogenei. Prodotto di solubilità. 20 - Equilibrio chimico e reazioni acido-base. Prodotto ionico dell'acqua. Idrolisi dei sali. Il pH. Determinazione del pH. Soluzioni tampone. Titolazioni. Gli indicatori, l'elettrodo a vetro. 21 - Cinetica delle reazioni chimiche, velocità di reazione, energia di attivazione, catalisi. 22 - Termodinamica chimica. Lavoro e calore. Primo e secondo principio della termodinamica. Entalpia, entropia, energia libera di Gibbs. Equilibrio ed energia libera. Costante di equilibrio e temperatura. 23 - Elettrochimica. Pile. Forza elettromotrice. Potenziali standard. Elettrolisi.

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