| CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
(obiettivi)
Obiettivi Formativi
Il corso si propone di fornire agli studenti una introduzione al linguaggio e alla metodologia di studio dei fenomeni chimici di carattere generale. Il corso, sia attraverso le lezioni frontali sia attraverso le esercitazioni, intende fornire allo studente gli elementi per essere in grado di scrivere le formule di struttura dei principali composti inorganici e la relativa nomenclatura, utilizzare la mole e i rapporti molari nelle reazioni chimiche, conoscere i concetti fondamentali della termodinamica chimica per lo studio degli stati di aggregazione della materia, le soluzioni e gli equilibri chimici con particolare attenzione agli equilibri acido-base e di precipitazione, conoscere inoltre i concetti fondamentali di cinetica chimica. La conoscenza di questi concetti è fondamentale per intraprendere lo studio dei corsi successivi che caratterizzano il corso di laurea.
Risultati di apprendimento attesi
Al termine del corso lo studente dovrà mostrare di:
1) Conoscenza e capacità di comprensione: conoscere i principi fondamentali della Chimica Generale per descrivere la materia e le sue proprietà: la struttura atomica, le proprietà degli elementi e la loro capacità di formare composti, le strutture molecolari, le reazioni chimiche, gli scambi di energia, gli stati della materia, la cinetica chimica, gli equilibri in soluzione, le proprietà acido-base.
2) Capacità di applicare conoscenze e comprensione: aver acquisito competenze applicative con riferimento al bilanciamento di reazioni, calcoli stechiometrici e risoluzione di problemi sulle proprietà colligative, sugli equilibri chimici, equilibri acidi-basi e sul prodotto di solubilità
3) Autonomia di giudizio: essere in grado di valutare e risolvere autonomamente problemi riguardanti i contenuti del corso.
4) Abilità comunicative: aver sviluppato una buona capacità espositiva orale e scritta dei concetti acquisiti
5) Capacità di apprendimento: essere in grado di approfondire gli argomenti in contesti diversi ed in modo autonomo.
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Codice
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17547 |
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Lingua
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ITA |
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Tipo di attestato
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Attestato di profitto |
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Crediti
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7
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Settore scientifico disciplinare
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CHIM/03
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Ore Aula
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40
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Ore Laboratorio
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16
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Attività formativa
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Attività formative di base
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Canale: 1
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Docente
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Sanna Nico
(programma)
1. Introduzione
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. Leggi fisiche fondamentali.
L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole.
2. Formule ed equazioni chimiche
Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione. Concentrazione e sue unità.
3. Struttura dell'atomo
Radiazione elettromagnetica. Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrodinger. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica.
4. Il legame chimico
Legame ionico e covalente. Proprietà del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegatività e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprietà magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno.
5. Lo stato gassoso
Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals.
6. Stati condensati
Lo stato liquido
Interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni intermolecolari di natura elettrostatica. Entalpia di vaporizzazione e sue dipendenze. Legame idrogeno. Equilibri tra le fasi. Tensione di vapore. Transizioni di fase e entalpie correlate. Equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di fase ad un componente. Diagramma di fase dell’acqua.
Lo stato solido
Reticoli cristallini e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia. Diffrazione a raggi X. Definizione di solidi in base alla simmetria e alle interazioni intermolecolari.
7. Termodinamica chimica
Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica. Introduzione al concetto di equilibrio chimico.
8. Soluzioni
Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione della masse molecolari dei composti. Osmosi. Soluzioni non ideali. Distillazione frazionata. Miscele azeotropiche. Legge di Henry. Attività e forza ionica.
9. Equilibrio chimico
Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei.
10. Equilibri in soluzione
Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH e il pOH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
11. Cinetica chimica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi.
12. Elettrochimica
Celle galvaniche. Elettrodi e reazione elettrodiche. Potenziale standard. Termodinamiche delle celle galvaniche. Equazione di Nerst.
Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
(testi)
Testi consigliati:
M. Speranza et al., Chimica Generale ed Inorganica, Edi-Ermes editore (2013).
F. Cacace e M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni editore (1995).
NOTA: Il docente comunicherà all’inizio del corso il link all’ulteriore materiale didattico a disposizione degli studenti.
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Date di inizio e termine delle attività didattiche
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Dal al |
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Modalità di erogazione
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Tradizionale
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Modalità di frequenza
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Non obbligatoria
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Metodi di valutazione
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Prova scritta
Prova orale
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Canale: 2
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Docente
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GARZOLI Stefania
(programma)
1. Introduzione
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. Leggi fisiche fondamentali.
L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole.
2. Formule ed equazioni chimiche
Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione. Concentrazione e sue unità.
3. Struttura dell'atomo
Radiazione elettromagnetica. Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrodinger. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica.
4. Il legame chimico
Legame ionico e covalente. Proprietà del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegatività e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprietà magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno.
5. Lo stato gassoso
Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals.
6. Stati condensati
Lo stato liquido
Interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni intermolecolari di natura elettrostatica. Entalpia di vaporizzazione e sue dipendenze. Legame idrogeno. Equilibri tra le fasi. Tensione di vapore. Transizioni di fase e entalpie correlate. Equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di fase ad un componente. Diagramma di fase dell’acqua.
Lo stato solido
Reticoli cristallini e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia. Diffrazione a raggi X. Definizione di solidi in base alla simmetria e alle interazioni intermolecolari.
7. Termodinamica chimica
Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica. Introduzione al concetto di equilibrio chimico.
8. Soluzioni
Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione della masse molecolari dei composti. Osmosi. Soluzioni non ideali. Distillazione frazionata. Miscele azeotropiche. Legge di Henry. Attività e forza ionica.
9. Equilibrio chimico
Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei.
10. Equilibri in soluzione
Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH e il pOH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
11. Cinetica chimica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi.
12. Elettrochimica
Celle galvaniche. Elettrodi e reazione elettrodiche. Potenziale standard. Termodinamiche delle celle galvaniche. Equazione di Nerst.
Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
(testi)
Testi consigliati:
M. Speranza et al., Chimica Generale ed Inorganica, Edi-Ermes editore (2013).
F. Cacace e M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni editore (1995).
NOTA: Il docente comunicherà all’inizio del corso il link all’ulteriore materiale didattico a disposizione degli studenti.
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Date di inizio e termine delle attività didattiche
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Dal al |
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Modalità di erogazione
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Tradizionale
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Modalità di frequenza
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Non obbligatoria
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