CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I M - Z
Anno accademico 2016/2017 - 1° annoCrediti: 8
SSD: CHIM/03 - Chimica generale e inorganica
Organizzazione didattica: 200 ore d'impegno totale, 151 di studio individuale, 49 di lezione frontale
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.
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
Contenuti del corso
La materia - Elementi e composti*. Fenomeni chimici e fisici. Teoria atomica di Dalton. Le particelle sub-atomiche. Numero atomico e numero di massa*. Isotopi. Il modello atomico di Rutherford. Peso atomico e peso molecolare*. Il numero di Avogadro* e il concetto di mole*: grammoatomo e grammomolecola. Calcoli stechiometrici*.
Struttura atomica e sistema periodico degli elementi - Classificazione periodica degli elementi*. Modello atomico di Bohr e spettro dell'atomo d´idrogeno. Ipotesi di De Broglie. Principio d´indeterminazione di Heisenberg. Descrizione dell´atomo con la meccanica ondulatoria ed equazione di Schrödinger. Orbitali atomici*. Numeri quantici* Principio di Pauli* e regola di Hund*. Distribuzione degli elettroni negli atomi (principio di "aufbau")*. Raggi atomici, potenziale di ionizzazione ed affinità elettronica. Proprietà chimiche e fisiche degli elementi in relazione alla loro posizione nel sistema periodico*.
Il legame chimico - La valenza*. Energia di legame. Legame ionico*. Legame covalente*. Legame di coordinazione. Formule di struttura dei composti chimici*. Geometria molecolare e teoria VSEPR.Teoria del legame di valenza (VB)*. Orbitali ibridi*. Teoria dell´orbitale molecolare e sua applicazione ad alcune molecole semplici. Legame ad idrogeno* e van der Waals *. Forze intermolecolari. Legame metallico.
Nomenclatura e reazioni chimiche* - Numeri di ossidazione. Classificazione dei composti inorganici e sistematica: Idruri, ossidi, acidi, basi e sali. Significato delle equazioni chimiche. Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione. Bilanciamento.
Lo stato gassoso - Generalità. Gas ideali e reali. Relazioni fondamentali sui parametri che caratterizzano lo stato gassoso.Equazione di stato dei gas ideali*.
Gli stati condensati - Stato solido e stato liquido: caratteristiche generali. Regola delle fasi e grado di varianza. Diagramma di stato dell´acqua e dell´anidride carbonica*. Diagramma di stato dello zolfo. Soluzioni: vari modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni*. Le proprietà colligative*.
Equilibrio chimico - Equilibrio nei sistemi omogenei*. Grado di avanzamento, quoziente di reazione. Costante di equilibrio*. Legge di azione di massa*. Espressione della costante di equilibrio per diversi tipi di reazione. Reazioni omogenee in fase liquida e gassosa*. Equilibri eterogenei*. Spostamento dall´equilibrio e principio di Le Chatelier*. Variazioni di concentrazione, pressione e temperatura.
Equilibri ionici in soluzione acquosa* - Dissociazione elettrolitica. Acidi e basi secondo Arrhenius e Bronsted. Forza degli acidi e delle basi. Dissociazione dell´acqua, pH e pOH. Calcolo del pH di acidi e basi forti e deboli. Idrolisi. Soluzioni tampone. Elettroliti anfoteri. Solubilità.
Chimica Inorganica - Elementi dei blocchi s, p (Na, Mg, Ca, C, N, P, O, S, Cl)*. Proprietà generali di ciascun gruppo, principali metodi di preparazione degli elementi e loro chimismo, composti principali e metodi di preparazione.
N.b. con asterisco*, sono indicati gli argomenti minimi irrinunciabili per il superamento dell’esame
Testi di riferimento
Chimica Generale e Inorganica
- A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, Fondamenti di Chimica, CEA
- Fusi et al., -Chimica Generale ed Inorganica - Idelson-Gnocchi
- Petrucci et al., -Chimica Generale- Piccin
- Speranza et al. -Chimica Generale ed Inorganica- Edi-Ermes
- M. Schiavello, L. Palmisano - Fondamenti di Chimica - EdiSES
- J.C. Kotz et al. - Chimica - EdiSES
- P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli
- R. Chang - Fondamenti di Chimica Generale - Mc Graw Hill
- Nivaldo J. Tro - Chimica – EdiSES
Chimica Inorganica
- D.H. Bandinelli - Chimica Inorganica – Piccin
- I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)
Stechiometria
- P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria per la Chimica Generale- Piccin
- 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 | Esercitazioni | ||
| 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 | Esercitazioni | ||
| 23 | Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti: Distillazione frazionata; Miscela azeotropica | Testo 1: Cap. 11 | |
| 24 | Esercitazioni |
N.B. La conoscenza degli argomenti contrassegnati con l'asterisco è condizione necessaria ma non sufficiente per il superamento dell'esame. Rispondere in maniera sufficiente o anche più che sufficiente alle domande su tali argomenti non assicura, pertanto, il superamento dell'esame.
Verifica dell'apprendimento
Modalità di verifica dell'apprendimento
Test a risposta multipla.
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
Configurazione elettronica degli elementi
Formule di struttura dei composti inorganici
Autoprotolisi dell’acqua e pH delle soluzioni
Equilibri in soluzione (acido, base, soluzioni tampone)
Proprietà colligative
Reazioni di ossido riduzione
Calcoli stechiometrici
Proprietà dei vari gruppi degli elementi significativi