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Chimica, prof Bruni
Aggiornato il: 29Luglio03
 
capitolo
Argomento
pagine
1
Campo di interesse, materia , sostanze, proprietà, sistemi e fasi, struttura e trasformazioni, il linguaggio della chimica: simboli, formule, equazioni
1-2
2
Le teorie atomiche e la legge di conservazione della massa, definizione di massa per elementi e composti
3
3
L'ipotesi di Avogadro e i pesi molecolari, passaggio dai pesi atomici a quelli molecolari: la scelta dell'ossigeno come campione per definire l'unità di massa atomica
4
4
Mole e numero di Avogadro, massa atomica e determinazione del numero di Avogadro,scelta del carbonio e la nuova definizione di massa atomica relativa
5
5
L'esperimento di Rutheford e la struttura a modello nucleare per l'atomo, nuclidi e decadimento radioattivo, radioattività, conservazione della massa-energia, fissione e fusione nucleare
6-7
6
Gli spettri atomici, lo spettro dell'atomo di idrogeno e la teoria di Bohr:ipotesi classiche, I e II postulato, le ipotesi di Planck e Maxwell sui postulati
8-10
7
L'evoluzione di Sommerfeld per l'atomo di idrogeno, l'estensione agli atomi con più nucleoni
11
8
Il principio di indeterminazione di Heisenberg e il superamento del concetto di orbita, carattere ondulatorio della materia ed equazione di De Broglie
12
9
Descrizione probabilistica del modello dell'atomo di idrogeno, funzione d'onda ed equazione di Schrodinger, definizione di orbitale e sua intrpretazione, meccanica ondulatoria per atomi polielettronici, effetto di schermo
13-14
10
Spin dell'elettrone, principio di esclusione di Pauli, regola di Hund, classificazione periodica degli elementi secondo la struttura elettronica
15-16
11
Proprietà periodiche degli elementi: numero atomico, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, carattere metallico, energia di affinità elettronica, elettronegatività
17-18
12
Teoria del legame chimico, energia elettronica di legame: andamento qualitativo generale, interpretazione secondo le leggi classiche del legame ionico, l'esempio della molecola di cloruro di sodio
19-20
13
Il legame covalente: esempi di evidenze sperimentale che tale teoria deve spiegare,legami dativi o di coordinazione, numero di ossidazione e periodicità
21-22
14
La teoria del legame di valenza: l'esempiodella molecola H2, estensione alle altre molecole e ibridi di risonanza
23-24
15
Geometria delle molecole: necessità di ampliare le ipotesi della teoria del legame di valenza, ibridazione degli orbitali, ibridazione con contributo degli orbitali d
25-26
16
Coppie di elettroni non legati e irregolarità delle strutture: gli esempi di H2O e NH3,composti del carbonio ed altri esempi, molecole polari e momenti dipolari
27-29
17
Teoria degli orbitali molecolari, le molecole HCl e H2 secondo la teoria degli orbitali molecolari, altri esempi per molecole biatomiche omonucleari
30-33
18
Il legame metallico e orbitali di Bloch: conduttori, semiconduttori, isolanti; i legami deboli: ponte a idrogeno, interazioni di Van Der Waals e forze di dispersione di London
34-36
19
Gli stati di aggregazione della materia, lo stato solido: solidi ionici, solidi covalenti, solidi metallici, solidi molecolari, i cristalli, il numero di coordinazione, difetti strutturali nei cristalli
37-40
20
Lo stato gassoso: il gas perfetto, principio di Avogadro, legge di Dalton, densità di un gas perfettoI gas reali: equazione di Van der Waals, equazione del viriale, liquefazione del vapore e differenza gas-vapore
41-42
21
Lo stato liquido: evaporazione e pressione di vapore, soluzioni liquide, espressioni della concentrazione: percentuale in peso, frazioni molari, molarità, normalità
43
22
Trasformazioni chimiche: l'aspetto termodinamico, le basi della termodinamica, trasformazioni termodinamiche e lavoro, energia interna e primo principio della termodinamica
44-46
23
Capacità termica, calore specifico, calore molare, termochimica ed entalpia di reazione: entalpia di combustione, di soluzione, di diluizione, di transizione di stato, equazione di Kirchhoff e legge di Hess
47-48
24
Spontaneità di una trasformazione e introduzione al II principio della termodinamica, entropia e secondo principio della termodinamica
49-50
25
Probabilità termodinamica e definizione alternativa di entropia: calcolo nel caso di espansione isoterma di un gas reale, entropia in una transizione di stato, Il terzo principio e lo zero assoluto
50-51
26
Entropia di reazione e funzione di energia libera, significato fisico dell'energia libera di Gibbs, definizione di G da pressione e temperatura, dipendenza di G dalla concentrazione, relazione di Gibbs-Helmotz
52-53
27
L'equilibrio chimico, equilibrio nella reazione fra gas ideali, fra gas reali, reazioni termodinamicamente favorite, principio di equilibrio mobile di Le Chatelier, equilibrio in soluzione, equilibrio ionico in soluzione acquosa
54-56
28
Acidi e basi, definizione secondo Arhenius, secondo Bronsted e Lowry, teoria degli acidi e delle basi secondo Lewis, sali e nutralizzazione acido-base, idrolisi, prodotto di solubilità
57-60
29
Equilibrio tra fasi diverse, regola delle fasi di Gibbs, sistemi ad un componente ed equazione di Clausius-Clayperon, diagrammi di stato
60-61
30
Sistemi a due componenti, sistemi liquido-solido, cristallizzazione frazionata, cristalli zonati, punto di fusione congruente e incongruente, lacune di solubilità, sistemi liquido-vapore e distillazione frazionata
63-66
31
Reazione di ossido-riduzione e definizione di equivalente, elettrochimica, pila Daniel, anodo e catodo, forza elettromotrice di una pila ed equazione di Nernst, potenziale di un semielemento, potenziali standard
67-69
32
Esempi: Determinazione della E nella pila Daniel, serie elettrochimiche e comportamento relativo di coppie redox, determinazione del Ph , determinazione di Dg, Ds e Keq in una reazione di ossidoriduzione
70-71
33
Elettrolisi, caratteristica I,E di una cella elettrolitica, sovratensione, leggi di Faraday, presenza di sostanze diverse depositabili agli elettrodi, elettrolisi dell'acqua, preparazione elettrolitica dello zinco
72-75
34
Cinetica chimica, equazione cinetica ed ordine della reazione, reazioni di ordine zero, reazioni del primo ordine, reazione del secondo ordine, teoria degli urti e dello stato di transizione: il complesso attivato
76
35
La catalisi, catalisi omogenea, catalisi eterogenea, cinetica ed equilibrio
77-78
     
 
 

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