CHIMICA GENERALE ED INORGANICA M - Z
Anno accademico 2019/2020 - 1° annoCrediti: 6
SSD: CHIM/03 - Chimica generale e inorganica
Organizzazione didattica: 150 ore d'impegno totale, 98 di studio individuale, 28 di lezione frontale, 24 di esercitazione
Semestre: 1°
Obiettivi formativi
Scopo del corso è quello di fornire allo studente le basi generali della chimica nonché la comprensione di tematiche ad essa connesse e sviluppati in altri corsi del Corso di Laurea
Modalità di svolgimento dell'insegnamento
Lezioni ed esercitazioni in aula.
Prerequisiti richiesti
Conoscenze di base di aritmetica e algebra, quali operazioni con i numeri razionali (reali) e soluzione di equazioni di 1° e 2° grado.
Frequenza lezioni
Obbligatoria come previsto dall’ordinamento didattico http://www.dsf.unict.it/corsi/l-29_sfa/regolamento-didattico
Contenuti del corso
La materia e il sistema periodico degli elementi
Proprietà chimiche e fisiche degli elementi
Il legame chimico
Nomenclatura e reazioni chimiche
Numeri di ossidazione.
Bilanciamento
Classificazione dei composti inorganici
Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione.
Stati di aggregazione
Termodinamica chimica.
Equilibrio chimico.
Elettrochimica.
Cinetica chimica.
Chimica Inorganica
Testi di riferimento
Chimica Generale e Inorganica
1. A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, FONDAMENTI DI CHIMICA, CEA
2. Fusi et al., -CHIMICA GENERALE ED INORGANICA - Idelson-Gnocchi
3. Petrucci et al., -CHIMICA GENERALE- Piccin
4. Speranza et al. -CHIMICA GENERALE ED INORGANICA- Edi-Ermes
5. M. Schiavello, L. Palmisano - FONDAMENTI DI CHIMICA - EdiSES
6. J.C. Kotz et al. - CHIMICA - EdiSES
7. P.W. Atkins, L. Jones - CHIMICA GENERALE - Zanichelli
8. R. Chang - FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE - Mc Graw Hill
9. Nivaldo J. Tro - CHIMICA – EdiSES Chimica Inorganica
10. D.H. Bandinelli - CHIMICA INORGANICA – Piccin
11. I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - CHIMICA INORGANICA - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)
Stechiometria
12. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE- Piccin
13. P. Giannoccaro, S. Doronzo -ELEMENTI DI STECHIOMETRIA- Edises
N.B.: Anche se le lezioni si basano su 1 o 2 testi per ogni sezione, si fa presente che tutti i testi sopra elencati sono ugualmente validi e lo studente è libero di sciegliere quello che ritiene più adatto alla propria formazione. Eventuali testi non elencati, possono essere sottoposti al vaglio del docente.
Programmazione del corso
| Argomenti | Riferimenti testi | |
|---|---|---|
| 1 | Presentazione del corso. - Notazione scientifica dei numeri. - Unità di misura e sistema internazionale*. - Proprietà e classificazione della materia*. - Leggi della combinazione chimica*. - Equazioni Chimiche* | Testo 1: Cap. 1 |
| 2 | Teoria Atomica di Dalton. - Principio di Avogadro. - Regola di Cannizzaro. - Costituzione degli atomi. – Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. - Modello atomo di Rutherford. | Testo 1: Caps. 1 e 2 |
| 3 | Introduzione alla tabelle periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr*. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrodinger. - Esercizi | Testo 1: Cap. 2 |
| 4 | Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronica | Testo 1: Cap. 2 |
| 5 | Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - Esercizi | Testo 1: Cap. 3 |
| 6 | Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - Elettronegatività | Testo 1: Cap. 3 |
| 7 | Geometria molecolare VSEPR; - Introduzione al legame di valenza (VB). - Descrizione di N2, H2O; CH4, C2H2 e C2H4 con la teoria VB; Limiti della teoria VB; - Teoria Orbitale Molecolare (MO). | Testo 1: Cap. 3 |
| 8 | Diagrammi di correlazione molecole biatomiche omonucleari. - Legame dipolo-dipolo e dipolo indotto. - Legame idrogeno. - Numero di ossidazione (n.o.), - calcolo n.o. dalla formula di struttura | Testo 1: Cap. 3 |
| 9 | Regole per la determinazione dei n.o. nei vari composti. - Nomenclatura composti binari (IUPAC e non). –Nomenclatura composti ternari - idrossidi ed acidi. Nomenclatura dei Sali e degli ioni. Sistematica Chimica | Testo 1: Cap. 4 |
| 10 | Formule di struttura di vari composti inorganici. - Reazioni chimiche senza variazione del n.o. - Acidobase; Acido-ossido; Base-ossido; - Sale-sale - Reazioni chimiche con variazione del n.o. (redox). - Bilanciamento delle reazioni redox: - Metodo diretto | Testo 1: Cap. 4 |
| 11 | Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - esercizi | Testo 1: Cap. 4 |
| 12 | Stati di aggregazione della materia - Stato Solido: Amorfi e cristalli e proprietà. - Reticoli cristallini e celle elementari. - Stato gassoso: proprietà; - Equazione di stato dei gas ideali*. - Miscele gassose | Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 |
| 13 | Gas reali; equazione di van der Waals; Applicazione della legge dei gas perfetti; - Stato Liquido: Proprietà, evaporazione e tensione di vapore. Ebollizione, - sublimazione, fusione e solidificazione. - Diagrammi di stato* di H2O e CO2 | Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 |
| 14 | Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e Normalità | Testo 1: Cap. 8 |
| 15 | Tensione di vapore delle soluzioni: - soluzioni a comportamento ideale - Legge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebulloscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - Anomalie | Testo 1: Cap. 8 |
| 16 | Termodinamica: Variabili di stato, funzioni di stato, Processi spontanei e reversibili, Principii della termodinamica. - Legge di Hess - Energia libera di Gibbs | Testo 1: Cap. 9 |
| 17 | Equilibrio Chimico: Omogeneo ed eterogeneo. - Costante di Equilibrio. - Principio dell'equilibrio mobile. - Dipendenza della costante di equilibrio dalla Temperatura. - Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. | Testo 1: Cap. 10 e Testo 3 Cap. 15 |
| 18 | Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni. | Testo 1: Cap. 12 |
| 19 | Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Bronsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliprotiche | Testo 1: Cap. 12 |
| 20 | Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - Esercizi | Testo 1: Cap. 12 |
| 21 | Composti Anfoteri. - Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi. | Testo 1: Cap. 12 |
| 22 | Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti: Distillazione frazionata; Miscela azeotropica | Testo 1: Cap. 11 |
| 23 | Elettrochimica: Leggi di Faraday, elettrodo ad idrogeno, potenziali normali di riduzione, Equazione di Nerst. | Testo 1: Cap. 13 |
| 24 | Introduzione Cinetica Chimica. -Velocità di reazione: Influenza della concentrazione dei reagenti; Reazioni del primo e secondo ordine. | Testo 1: Cap. 14 |
Verifica dell'apprendimento
Modalità di verifica dell'apprendimento
scritto e orale
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
Per la reazione SO3 (g) = SO2 (g) + ½O2 (g), si mette a reagire 1.00 mole di anidride solforica in un volume di 2.00 litro. All’equilibrio si misurano 0.100 moli di ossigeno. determinatre la costante di equilibrio Kc.
Formula bruta e di struttura del carbonato di calcio;
Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di KCl ottenuta sciogliendo 2.50 g di tale sale in 250.0 ml di acqua a 25 °C, assumendo che la variazione di volume è trascurabile. (R=0.0821 atm·l·K-1·mol-1).
pH di una soluzione tampone costituita da acido acetico 0.1 M e acetato di sodio 0.05 M.