Obiettivi

• SUPERAMENTO CON SUCCESSO DELLA PROVA SCRITTA , imparare il metodo d’impostazione logico-matematico per la risoluzione del problema scientifico
• RECUPERO LACUNE PREGRESSE in Matematica e Chimica
• APPROFONDIMENTO SULLE TEMATICHE PRINCIPALI : nomenclatura , stechiometria , stechiometria delle soluzioni , equilibrio chimico ,sistemi acido-base , sistemi redox ed elettrochimica
• PREPARAZIONE ALLA PROVA ORALE , approfondimento di aspetti teorici e cura della terminologia specifica in ambito scientifico.

PROGRAMMA DETTAGLIATO DEL CORSO UNI.CHEM

• STRUTTURA DELL’ATOMO

Modello di Bohr , numeri quantici ; teoria ondulatoria , interpretazione probabilistica e principio di Heisenberg ; orbitali e loro forme ed energie ; principio di Pauli ; atomi polielettronici ; sistema periodico degli elementi ; proprietà periodiche : energia di ionizzazione , affinità elettronica , elettronegatività

• LEGAME CHIMICO

Legame ionico , legame covalente , polarità dei legami , legame dativo , ibridazione degli orbitali , legami semplici-doppi-tripli , teoria della risonanza , delocalizzazione degli elettroni di legame ; esempi di strutture molecolari ; teoria VSEPR ; legami intermolecolari : forze di van der Waals , legame idrogeno ; numero di ossidazione ;
numero di coordinazione ; chimica dello stato solido : solidi covalenti-molecolari-ionici.

• ELEMENTI DI BASE SULLA TEORIA DELLE REAZIONI CHIMICHE

Classificazione e nomenclatura tradizionale e IUPAC dei composti inorganici ; principali classi di reazioni inorganiche ; definizione e bilanciamento mediante il metodo-ionico elettronico delle semireazioni di reazioni di ossidoriduzione.

• CONCETTI DI BASE DI TERMODINAMICA

Variabili di stato , primo principio , energia e lavoro , entalpia e legge di Hess , secondo principio ed entropia , entropia e probabilità , energia libera e stato standard,  processi di evaporazione e dissoluzione di cristalli ed altri esempi.

• STATO GASSOSO

Gas ideali , numero di Avogadro e mole , teoria cinetico-molecolare , leggi isoterme-isocore-isobare , pressioni parziali e legge di Dalton , diffusione e legge di Graham , determinazione della massa molecolare di un gas ideale , gas reali e deviazioni dal comportamento ideale.

• STATO LIQUIDO E SOLUZIONI

Tensione di vapore ed equazione di Clausius – Clapeyron ; diagramma di stato di una sostanza pura ; modello ideale di soluzione , legge di Raoult , crioscopia ed ebullioscopia , pressione osmotica ; soluzioni reali e deviazioni positive e negative dalla legge di Raoult

• EQUILIBRIO CHIMICO

Equilibrio chimico e termodinamica , influenza della pressione e della temperatura , equazione di van’t Hoff , equilbri in sistemi omogenei ed eterogeni.

• CINETICA CHIMICA

Velocita di reazione , ordine di reazione , molecolarità , meccanismo di reazione , equazione di Arrhenius , catalizzatori

• SOLUZIONI ELETTROLITICHE

Dissociazione elettrolitica , grado di dissociazione , proprietà colligative e dissociazione,
binomio di dissociazione , cenni su conducibilità elettrica e sull’attività.

• ACIDI E BASI

Dissociazione del solvente , teoria di Arrhenius , teoria di Bronsted-Lowry , teoria di Lewis , forza di acidi e basi , elettroliti anfoteri , prodotto ionico dell’acqua , calcolo del pH , reazioni di idrolisi salina , sistemi tampone ; sali e prodotto di solubilità.

• POTENZIALI ELETTRODICI E PILE

Generalità , potenziale di un semielemento ed equazione di Nernst , elettrodo a idrogeno , sistemi redox , pila chimica , spontaneità di una reazione di ossidoriduzione , legame tra pH , costante di equilibrio , energia libera e potenziali di ossidoriduzione.

• ELETTROLISI

Generalità , sovratensioni , leggi di Faraday , fenomeni agli elettrodi.

A questo programma di massima possono essere aggiunti ,  oppure essere sostituiti alcuni argomenti non trattati in sede universitaria , i  seguenti temi , che possono essere d’esame in alcuni ordinamenti :

• ELEMENTI DI CHIMICA ORGANICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA
• ELEMENTI DI LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE
  SISTEMATICA INORGANICA