CHIMICA GENERALE

Trasferire le conoscenze di base sulla struttura atomica e molecolare; sugli stati di aggregazione della materia; sulle trasformazioni chimiche e ralitivi aspetti quantitativi, ed energetici.

PROGRAMMA DEL CORSO

1. La composizione della materia: molecole e composti molecolari, ioni e composti chimici, la nomenclatura chimica, peso atomico e peso molecolare.
2. Cenni di teoria atomica e molecolare: natura della luce, atomo di Bohr e spettro degli atomi d’idrogeno, limiti dell’atomo di Bohr, particelle ed onde, la struttura dell’atomo di idrogeno, la struttura degli atomi a più elettroni, energie degli orbitali, principio di riempimento e sistema periodico degli elementi, legame chimico, legame covalente, legame ionico, molecole polari, molecole biatomiche omo ed eteropolari, le geometrie molecolari: ibridazione degli orbitali e teoria VSEPR.
3. Le reazioni chimiche: le equazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni semplici, numero di ossidazione e reazioni redox, significato quantitativo delle reazioni chimiche. La stechiometria delle reazioni: il concetto di mole ed il concetto di equivalente, calcoli stechiometrici.
4. Lo stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato dei gas ideali, volume molare, densità dei gas, legge della diffusione dei gas, gas reali, equazione di van der Waals per i gas reali, significato molecolare della pressione e della temperatura, cenni di teoria cinetica dei gas.
5. Cenni sullo stato solido: solidi cristallini metallici e ionici, strutture compatte, solidi molecolari e solidi reticolari covalenti, solidi vetrosi.
6. Lo stato liquido e le soluzioni: pressione di vapore dei liquidi e temperatura di ebollizione, solvatazione dei soluti, concentrazione delle soluzioni, legge di Raoult, forze intermolecolari e deviazioni dalla legge di Raoult, proprietà colligative delle soluzioni, calcolo dell’abbassamento crioscopico e dell’innalzamento ebullioscopico, osmosi e calcolo della pressione osmotica.
7. Cenni di termodinamica e termochimica: variabili di stato, I principio della Termodinamica, capacità termiche molari, misura del calore, Legge di Hess ed entalpie di reazione, II principio della Termodinamica , III principio della Termodinamica ed entropie di reazione, energia libera, relazione tra l’energia libera e la costante di equilibrio.
8. Cinetica ed equilibrio chimico: reazioni di equilibrio, velocità di una reazione chimica, ordine di una reazione, cammino di reazione, energia di attivazione ed equazione di Arrhenius, deduzione cinetica dell’equilibrio chimico, costante di equilibrio, influenza della concentrazione, della pressione e della temperatura sugli equilibri chimici, catalisi, catalizzatori omogenei ed eterogenei.
9. Equilibri ionici in soluzione acquosa: acidi e basi forti, acidi e basi deboli, prodotto ionico dell’acqua, calcolo del pH di acidi e basi forti, calcolo del pH di acidi e basi deboli, reazioni d’idrolisi, soluzioni tampone, acidi poliprotici, cenni sulle titolazioni acido-base, teorie dell’interazione soluto-solvente, limiti della teoria di Arrhenius e teoria di Bronsted e Lowry, teoria acido-base di Lewis, solubilità dei sali e prodotto di solubilità.
10. Elettrochimica: conducibilità delle soluzioni acquose, conducibilità specifica e conducibilità equivalente, conducibilità equivalente di elettroliti forti e deboli, conducibilità a diluizione infinita e misura del grado di dissociazione, elettrolisi, leggi di Faraday, pile e potenziali normali di semilelementi, uso dei potenziali normali per la previsione di una reazione redox, sovratensione e potenziali di scarica.

Sono richieste conoscenze scientifiche di base di matematica (con particolare riferimento alla risoluzione di equazioni di 1° e 2° grado) , fisica (vettori, velocità, energia) e logica.

Fortemente consigliata. La frequenza alle lezioni non è obbligatoria per sostenere l’esame.

La composizione della materia e le reazioni chimiche; la struttura atomica e il legame chimico; cenni di termodinamica; gli stati di aggregazione della materia; le soluzioni; cenni di cinetica chimica; equilibrio chimico; equilibri ionici in soluzione acquosa; cenni di elettrochimica; tavola periodica e proprietà generali degli elementi.

1. CHIMICA, Whitten, Davis, Peck, Stanley. PICCIN

2. CHIMICA GENERALE, Petrucci, Harwood, Herring. PICCIN

3. CHIMICA, Kotz, Treichel, Weaker. EdiSES

4. CHIMICA, M. S. Silberberg. McGRAW HILL

5. 4 STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE, Michelin Lausarot Vaglio, Piccin

1. Scrivere le formule molecolari corrispondenti ai seguenti composti:

• solfato di bario
• bicromato di litio
• fosfato biacido di sodio
• bisolfito di stronzio
• nitrito di calcio
• solfato acido di piombo
• fluoruro di bismuto
• clorito di magnesio
• perclorato ferroso
• cloruro di alluminio

2. Bilanciare la seguente reazione:

K₂CrO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + O₂ + H₂O+ K₂SO₄

3. Calcolare che volume di cloro si sviluppa a 820 mm Hg e 37 °C, quando 235 grammi di permanganato di potassio reagiscono con acido cloridrico in eccesso, secondo la seguente reazione da bilanciare:

permanganato di potassio + acido cloridrico → cloruro di manganese + cloro molecolare+ cloruro di potassio + acqua

4. 200 ml di una soluzione contenente 17.2 grammi di un composto organico (non-elettrolita) avente la seguente composizione C:14.3%; H: 1.2%; Cl: 84.5% hanno la medesima pressione osmotica (a 25 °C) di 100 ml di una soluzione in cui sono disciolti 4.5 grammi di glucosio. Calcolare la formula molecolare del composto organico.

5. Una soluzione di acido cloridrico ha pH = 3.5. Calcolare quanti g di acetato di sodio si devono aggiungere a 100 ml della soluzione per avere un pH = 5.5.

6. Calcolare il volume di anidride nitrosa (a c.n.) che è necessaria aggiungere a 400 ml di una soluzione di idrossido di sodio 0.12 M, per ottenere un pH = 3.0 (si suppone che il volume della soluzione rimanga invariato per aggiunta del gas; K_a (HNO₂) = 4.6 x 10^-4).