PROGRAMMA DEL CORSO DI CHIMICA per le classi III, IV,V
Un aiuto concreto per superare momenti di difficoltà legati allo studio della materia.
Potrete individuare con l’insegnante un argomento in particolare ed approfondirne la conoscenza con teoria ed esercizi pratici con il metodo di studio di Cassetto Culturale.
Costo orario per Lezioni individuali 25€/h
CLASSE TERZA 0. I concetti ed il linguaggio della chimica di base 0.1 Elementi e composti. Misura delle masse atomiche relative e delle masse molecolari; formula minima e formula molecolare. 0.2 Reazioni chimiche. Leggi di combinazione e bilanciamento delle reazioni chimiche. Principio di Avogadro e sue conseguenze. 0.3 La valenza come rapporto di combinazione tra elementi.Nomenclatura chimica. Il concetto di mole. 0.4 I fondamenti della classificazione periodica degli elementi. 1. La struttura dei problemi chimici. 1.1 Tipologie dei problemi chimici. Analisi del testo: dati in ingresso ed in uscita. 1.2 Suddivisione del problema in sottoproblemi ed individuazione delle variabili intermedie. 1.3 Criteri di assegnazione di un target per ogni variabile e richiamo dei concetti funzionali alla soluzione del problema. 1.4 Struttura dell'algoritmo risolutivo e stesura del listato (serie di istruzioni). 1.5 Schema di calcolo e verifica delle unità di misura. 1.6 Esecuzione del calcolo; verifica della significatività e della congruenza del risultato. 2. Modello quantistico degli atomi e proprietà periodiche 2.1 Modello elettrostatico elementare dell'atomo: particelle presenti nel nucleo; strati elettronici; isotopi. Numero atomico, numero di massa. Spettrometro di massa e massa delle particelle. Massa relativa. 2.2 Andamento delle energie di prima ionizzazione; quantizzazione dell'energia degli elettroni negli atomi. Conferma sperimentale della quantizzazione dell'energia elettronica: carattere quantico dell'energia radiante, fotoni, spettri a righe. 2.3 Stabilità e reattività degli elementi: concetto di minima energia; gas nobili e regola dell'ottetto: la periodicità delle proprietà. 3. Molecole, legame chimico e strutture 3.1 Legame chimico come stato di minima energia relativa. La natura elettrica del legame; distanza di legame ed energia di legame. Modelli di legame chimico: ionico, covalente, metallico. Elettronegatività e polarità dei legami. Formazione del legame nei composti di coordinazione. Stabilità delle molecole; concetti di risonanza e delocalizzazione degli elettroni. 3.2 Direzionalità dei legami chimici ed assetto spaziale delle molecole. Esempi di assetti molecolari lineari, trigonali, tetraedrici ed ottaedrici. 3.3 I limiti del modello elettrostatico. Principio di indeterminazione di Heisenberg: certezza e probabilità. Diffrazione di onde e particelle: dualismo onda-corpusolo. 3.4 La meccanica ondulatoria: un modello matematico per rappresentare il moto e l'energia delle particelle.La funzione ? (psi) e il suo quadrato quale fonte di informazione sulla distribuzione della probabilità di rinvenire particelle.Rappresentazione della distribuzione spaziale della carica elettronica mediante superficie e linee di equiprobabilità. 3.5 Stabilità e reattività delle molecole: fattori energetici e cinetici nelle trasformazioni chimiche. 4. Cinetica chimica 4.1 La distribuzione delle velocità e delle energie molecolari e relativa rappresentazione grafica. 4.2 Velocità di reazione.Fattori che influiscono sulla velocità: natura dei reagenti, concentrazione, temperatura. Teoria elementare degli urti. Complesso attivato. Energia di attivazione e temperatura. Meccanismi di reazione e stadio cineticamente determinante. Catalisi.
CLASSE QUARTA 1. Gli stati di aggregazione 1.1 Lo stato gassoso. Curve PV/P. Equazione di stato dei gas.Equazione di Van der Waals. Teoria cinetica. Principio di equipartizione. Gradi di libertà. Interpretazione molecolare della energia interna per i gas. Grandezze critiche. Liquefazione dei gas. 1.2 Lo stato liquido. Forze intermolecolari e struttura a breve raggio. Legame a idrogeno. Pressione del vapore saturo. Tensione superficiale, tensioattivi; capillarità, viscosità. 1.3 Stato colloidale. Dialisi. Cristalli liquidi. 1.4 Lo stato solido. Cristalli e reticoli cristallini. Sistemi cristallini. Riflessione, diffrazione, richiami alla rifrazione. Capacità termica dei solidi. Lo stato metallico. Cenni alla struttura dei semiconduttori. 1.5 Le transizioni di stato. Curve di raffreddamento. Concetto di fase. Diagrammi sperimentali pressione di vapore/temperatura. 1.6 Miscele binarie. Legge di Henry. Legge di Raoult. Diagrammi temperatura/composizione di miscele binarie. Azeotropi. Eutettici. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Proprietà colligative. Pressione osmotica e determinazione della massa molecolare (es.: macromolecole). Processi di trasporto attraverso le membrane. 2. Termodinamica chimica 2.1 Lavoro PV: trasformazioni reversibili e irreversibili. Capacità termica a volume e a pressione costante. 2.2 Temperatura e sua interpretazione molecolare. Temperatura assoluta. Sistema, ambiente, universo, proprietà intensive ed estensive. Esperienza di Joule, lavoro adiabatico ed energia interna. Calore ed equivalenza tra calore e lavoro. 2.3 Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato e di percorso. Generalizzazione della interpretazione molecolare dell'energia interna (per gas, liquidi e solidi). Concetto di energia al punto zero ed energia termica. Calcolo di _U, "Cv", "Cp". Entalpia e valori standard. Misure di _H e di "Cp". Legge di Hess. Calcoli entalpici e diagrammi di entalpia. Applicazioni termodinamiche. 2.4 Secondo principio della termodinamica nell'enunciato di Kelvin e in quello di Clausius. Rendimento di una macchina termica: entropia come funzione di stato e trasformabilità del calore. 2.5 Processi spontanei in un sistema isolato: entropia, secondo principio, massimazione dell'entropia. Ordine/disordine. Peso statistico di una configurazione S=k.lw Spontaneità e probabilità; preferenza per gli stati a più elevato peso statistico. Esempi: diffusione, evaporazione, mescolamento. 2.6 Diagramma S/T di una macchina ideale. Calcolo della variazione di entropia per trasformazioni semplici; calcolo della sua variazione in funzione della temperatura. Identità dell'entropia statistica e termodinamica. 2.7. Terzo principio della termodinamica ed entropia "assoluta". Entropia dei corpi materiali (massa, stato di aggregazione, composizione ecc.). Calcoli riferiti a semplici trasformazioni. 2.8 Funzione di Gibbs e lavoro utile. La funzione di Gibbs come indicatore di equilibrio e di spontaneità. Stati standard. Uso dei valori tabulati. Incidenza relativa dei fattori entalpico ed entropico nei sistemi chiusi. Dipendenza di H da T. Spontaneità e temperatura. 2.9 Esempi di bilanci energetici: estrazione dei metalli e diagrammi di Elligham; reazioni accoppiate, idrolisi di ATP e concetto di efficienza termodinamica. 3. Interazione tra materia ed energia radiante 3.1 Discrepanza tra i valori classici della capacità termica ed i valori sperimentali: quantizzazione dell'energia. Confronto tra intervalli energetici translazionali, rotazionali, vibrazionali, elettronici ed energia media translazionale. Distribuzione dell'energia nella traslazione. Distribuzione dell'energia sui livelli accessibili. 3.2 Stati fondamentali e stati eccitati. Spettroscopia a microonde, spettroscopia IR, UV e visibile; spettri a bande, spettri a righe e loro utilità analitica.
CLASSE QUINTA 1. Funzione di Gibbs ed equilibri 1.1 Funzione di Gibbs: dipendenza dalla pressione a temperatura costante. Deduzione termodinamica della costante di equilibrio. _G° standard. Diagramma di Francis. Isoterma di Van't Hoff. Quoziente di reazione e costante di equilibrio. Equilibri di dissociazione e di sintesi in fase gassosa. Deduzione di Kc da Kp. Le costanti di equilibrio nei sistemi reali: concetti di attività e di fugacità. Stati standard per liquidi e solidi puri. 1.2 Equazione di Clapeyron, sua deduzione e sue implicazioni. Regola delle fasi e sua applicazione. 1.3 Dipendenza dalla temperatura di entalpia e capacità termica. Funzione di Gibbs e costante di equilibrio. 1.4 Funzione di Gibbs e composizione. Energia libera molare parziale. Volume molare parziale; cenni alle altre grandezze molari parziali. 1.5 Equilibri di ripartizione: adsorbimento cromatografico, estrazione con solventi e ripartizione. 2. Dalla termodinamica alla statistica 2.1 Calcolo della probabilità matematica (P). Macrostati, microstati e probabilità termodinamica (W). 2.2 Equazione di Boltzmann e andamento statistico in funzione della temperatura. 2.3 Dispersione, probabilità e stabilità (orbitali degeneri, risonanza e delocalizzazione). Equilibrio chimico ed equazione statistica di Boltzmann. 3. Cinetica chimica 3.1 Equazione cinetica. Ordine; molecolarità. Costante cinetica. Energia di attivazione e costante di Boltzmann. Catalisi omogenea ed eterogenea. Catalisi enzimatica. Equazione di Michaelis-Menten. Equazione di Linweawer-Burk. Catalisi competitiva. Catalisi industriale. 4. Elettrochimica 4.1 Conducibilità elettrolitica. Teoria di Debye-Huckel. Migrazione indipendente degli ioni. Applicazioni analitiche. Fenomeni elettrocinetici. 4.2 Meccanismi ossidoriduttivi. Lavoro elettrico e funzione di Gibbs. Dall'isoterma di Van't Hoff alla legge di Nernst. Celle elettrochimiche. Forza elettromotrice. Potenziali elettrodici; potenziali elettrodici standard. Polarizzazione degli elettrodi. Potere ossidoriduttivo. 4.3 Tipologia degli elettrodi con particolare riferimento a quelli a membrana. Equilibrio e potenziali di membrana. Elettrodi di riferimento. Applicazioni analitiche della potenziometria. 4.4 Elettrolisi. Leggi di Faraday. Sovratensione e sue cause. Applicazioni analitiche e industriali. 4.5 Corrosione, suoi meccanismi. Protezione. 4.6 Principi generali della voltammetria. Polarografia.
Un aiuto concreto per superare momenti di difficoltà legati allo studio della materia.
Potrete individuare con l’insegnante un argomento in particolare ed approfondirne la conoscenza con teoria ed esercizi pratici con il metodo di studio di Cassetto Culturale.
Costo orario per Lezioni individuali 25€/h
CLASSE TERZA 0. I concetti ed il linguaggio della chimica di base 0.1 Elementi e composti. Misura delle masse atomiche relative e delle masse molecolari; formula minima e formula molecolare. 0.2 Reazioni chimiche. Leggi di combinazione e bilanciamento delle reazioni chimiche. Principio di Avogadro e sue conseguenze. 0.3 La valenza come rapporto di combinazione tra elementi.Nomenclatura chimica. Il concetto di mole. 0.4 I fondamenti della classificazione periodica degli elementi. 1. La struttura dei problemi chimici. 1.1 Tipologie dei problemi chimici. Analisi del testo: dati in ingresso ed in uscita. 1.2 Suddivisione del problema in sottoproblemi ed individuazione delle variabili intermedie. 1.3 Criteri di assegnazione di un target per ogni variabile e richiamo dei concetti funzionali alla soluzione del problema. 1.4 Struttura dell'algoritmo risolutivo e stesura del listato (serie di istruzioni). 1.5 Schema di calcolo e verifica delle unità di misura. 1.6 Esecuzione del calcolo; verifica della significatività e della congruenza del risultato. 2. Modello quantistico degli atomi e proprietà periodiche 2.1 Modello elettrostatico elementare dell'atomo: particelle presenti nel nucleo; strati elettronici; isotopi. Numero atomico, numero di massa. Spettrometro di massa e massa delle particelle. Massa relativa. 2.2 Andamento delle energie di prima ionizzazione; quantizzazione dell'energia degli elettroni negli atomi. Conferma sperimentale della quantizzazione dell'energia elettronica: carattere quantico dell'energia radiante, fotoni, spettri a righe. 2.3 Stabilità e reattività degli elementi: concetto di minima energia; gas nobili e regola dell'ottetto: la periodicità delle proprietà. 3. Molecole, legame chimico e strutture 3.1 Legame chimico come stato di minima energia relativa. La natura elettrica del legame; distanza di legame ed energia di legame. Modelli di legame chimico: ionico, covalente, metallico. Elettronegatività e polarità dei legami. Formazione del legame nei composti di coordinazione. Stabilità delle molecole; concetti di risonanza e delocalizzazione degli elettroni. 3.2 Direzionalità dei legami chimici ed assetto spaziale delle molecole. Esempi di assetti molecolari lineari, trigonali, tetraedrici ed ottaedrici. 3.3 I limiti del modello elettrostatico. Principio di indeterminazione di Heisenberg: certezza e probabilità. Diffrazione di onde e particelle: dualismo onda-corpusolo. 3.4 La meccanica ondulatoria: un modello matematico per rappresentare il moto e l'energia delle particelle.La funzione ? (psi) e il suo quadrato quale fonte di informazione sulla distribuzione della probabilità di rinvenire particelle.Rappresentazione della distribuzione spaziale della carica elettronica mediante superficie e linee di equiprobabilità. 3.5 Stabilità e reattività delle molecole: fattori energetici e cinetici nelle trasformazioni chimiche. 4. Cinetica chimica 4.1 La distribuzione delle velocità e delle energie molecolari e relativa rappresentazione grafica. 4.2 Velocità di reazione.Fattori che influiscono sulla velocità: natura dei reagenti, concentrazione, temperatura. Teoria elementare degli urti. Complesso attivato. Energia di attivazione e temperatura. Meccanismi di reazione e stadio cineticamente determinante. Catalisi.
CLASSE QUARTA 1. Gli stati di aggregazione 1.1 Lo stato gassoso. Curve PV/P. Equazione di stato dei gas.Equazione di Van der Waals. Teoria cinetica. Principio di equipartizione. Gradi di libertà. Interpretazione molecolare della energia interna per i gas. Grandezze critiche. Liquefazione dei gas. 1.2 Lo stato liquido. Forze intermolecolari e struttura a breve raggio. Legame a idrogeno. Pressione del vapore saturo. Tensione superficiale, tensioattivi; capillarità, viscosità. 1.3 Stato colloidale. Dialisi. Cristalli liquidi. 1.4 Lo stato solido. Cristalli e reticoli cristallini. Sistemi cristallini. Riflessione, diffrazione, richiami alla rifrazione. Capacità termica dei solidi. Lo stato metallico. Cenni alla struttura dei semiconduttori. 1.5 Le transizioni di stato. Curve di raffreddamento. Concetto di fase. Diagrammi sperimentali pressione di vapore/temperatura. 1.6 Miscele binarie. Legge di Henry. Legge di Raoult. Diagrammi temperatura/composizione di miscele binarie. Azeotropi. Eutettici. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Proprietà colligative. Pressione osmotica e determinazione della massa molecolare (es.: macromolecole). Processi di trasporto attraverso le membrane. 2. Termodinamica chimica 2.1 Lavoro PV: trasformazioni reversibili e irreversibili. Capacità termica a volume e a pressione costante. 2.2 Temperatura e sua interpretazione molecolare. Temperatura assoluta. Sistema, ambiente, universo, proprietà intensive ed estensive. Esperienza di Joule, lavoro adiabatico ed energia interna. Calore ed equivalenza tra calore e lavoro. 2.3 Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato e di percorso. Generalizzazione della interpretazione molecolare dell'energia interna (per gas, liquidi e solidi). Concetto di energia al punto zero ed energia termica. Calcolo di _U, "Cv", "Cp". Entalpia e valori standard. Misure di _H e di "Cp". Legge di Hess. Calcoli entalpici e diagrammi di entalpia. Applicazioni termodinamiche. 2.4 Secondo principio della termodinamica nell'enunciato di Kelvin e in quello di Clausius. Rendimento di una macchina termica: entropia come funzione di stato e trasformabilità del calore. 2.5 Processi spontanei in un sistema isolato: entropia, secondo principio, massimazione dell'entropia. Ordine/disordine. Peso statistico di una configurazione S=k.lw Spontaneità e probabilità; preferenza per gli stati a più elevato peso statistico. Esempi: diffusione, evaporazione, mescolamento. 2.6 Diagramma S/T di una macchina ideale. Calcolo della variazione di entropia per trasformazioni semplici; calcolo della sua variazione in funzione della temperatura. Identità dell'entropia statistica e termodinamica. 2.7. Terzo principio della termodinamica ed entropia "assoluta". Entropia dei corpi materiali (massa, stato di aggregazione, composizione ecc.). Calcoli riferiti a semplici trasformazioni. 2.8 Funzione di Gibbs e lavoro utile. La funzione di Gibbs come indicatore di equilibrio e di spontaneità. Stati standard. Uso dei valori tabulati. Incidenza relativa dei fattori entalpico ed entropico nei sistemi chiusi. Dipendenza di H da T. Spontaneità e temperatura. 2.9 Esempi di bilanci energetici: estrazione dei metalli e diagrammi di Elligham; reazioni accoppiate, idrolisi di ATP e concetto di efficienza termodinamica. 3. Interazione tra materia ed energia radiante 3.1 Discrepanza tra i valori classici della capacità termica ed i valori sperimentali: quantizzazione dell'energia. Confronto tra intervalli energetici translazionali, rotazionali, vibrazionali, elettronici ed energia media translazionale. Distribuzione dell'energia nella traslazione. Distribuzione dell'energia sui livelli accessibili. 3.2 Stati fondamentali e stati eccitati. Spettroscopia a microonde, spettroscopia IR, UV e visibile; spettri a bande, spettri a righe e loro utilità analitica.
CLASSE QUINTA 1. Funzione di Gibbs ed equilibri 1.1 Funzione di Gibbs: dipendenza dalla pressione a temperatura costante. Deduzione termodinamica della costante di equilibrio. _G° standard. Diagramma di Francis. Isoterma di Van't Hoff. Quoziente di reazione e costante di equilibrio. Equilibri di dissociazione e di sintesi in fase gassosa. Deduzione di Kc da Kp. Le costanti di equilibrio nei sistemi reali: concetti di attività e di fugacità. Stati standard per liquidi e solidi puri. 1.2 Equazione di Clapeyron, sua deduzione e sue implicazioni. Regola delle fasi e sua applicazione. 1.3 Dipendenza dalla temperatura di entalpia e capacità termica. Funzione di Gibbs e costante di equilibrio. 1.4 Funzione di Gibbs e composizione. Energia libera molare parziale. Volume molare parziale; cenni alle altre grandezze molari parziali. 1.5 Equilibri di ripartizione: adsorbimento cromatografico, estrazione con solventi e ripartizione. 2. Dalla termodinamica alla statistica 2.1 Calcolo della probabilità matematica (P). Macrostati, microstati e probabilità termodinamica (W). 2.2 Equazione di Boltzmann e andamento statistico in funzione della temperatura. 2.3 Dispersione, probabilità e stabilità (orbitali degeneri, risonanza e delocalizzazione). Equilibrio chimico ed equazione statistica di Boltzmann. 3. Cinetica chimica 3.1 Equazione cinetica. Ordine; molecolarità. Costante cinetica. Energia di attivazione e costante di Boltzmann. Catalisi omogenea ed eterogenea. Catalisi enzimatica. Equazione di Michaelis-Menten. Equazione di Linweawer-Burk. Catalisi competitiva. Catalisi industriale. 4. Elettrochimica 4.1 Conducibilità elettrolitica. Teoria di Debye-Huckel. Migrazione indipendente degli ioni. Applicazioni analitiche. Fenomeni elettrocinetici. 4.2 Meccanismi ossidoriduttivi. Lavoro elettrico e funzione di Gibbs. Dall'isoterma di Van't Hoff alla legge di Nernst. Celle elettrochimiche. Forza elettromotrice. Potenziali elettrodici; potenziali elettrodici standard. Polarizzazione degli elettrodi. Potere ossidoriduttivo. 4.3 Tipologia degli elettrodi con particolare riferimento a quelli a membrana. Equilibrio e potenziali di membrana. Elettrodi di riferimento. Applicazioni analitiche della potenziometria. 4.4 Elettrolisi. Leggi di Faraday. Sovratensione e sue cause. Applicazioni analitiche e industriali. 4.5 Corrosione, suoi meccanismi. Protezione. 4.6 Principi generali della voltammetria. Polarografia.