CHIMICA GENERALE
Anno accademico 2016/2017 - 1° annoCrediti: 6
Organizzazione didattica: 150 ore d'impegno totale, 122 di studio individuale, 28 di lezione frontale
Semestre: 1°
Obiettivi formativi
Acquisizione delle conoscenze di base della struttura atomica, del legame chimico, delle proprietà chimico-fisiche delle soluzioni, delle principali reazioni chimiche, dell’equilibrio chimico e degli elementi termodinamici e cinetici che le caratterizzano; - conoscenza della nomenclatura dei composti inorganici ed è in grado di rappresentare la loro struttura geometrica; - bilanciamento le reazioni chimiche, sia redox che non, prevedendone la spontaneità. - calcolo la costante di equilibrio di una reazione chimica ed è in grado di prevederne la spontaneità e l’andamento in seguito alle variazioni di concentrazione, temperatura e pressione. - definizione un acido e una base secondo Arrhenius, Bronsted e Lewis ed è in grado di prevedere la forza di un acido, o di una base, a seconda della sua struttura molecolare. - calcolo del pH delle soluzioni in cui sono presenti singolarmente, o contemporaneamente, acidi, basi e sali. - descrizione le principali proprietà degli elementi rappresentativi dei gruppi sp, illustrarne i principali metodi di preparazione, elencare i principali composti illustrandone i metodi di preparazione.
Prerequisiti richiesti
Conoscenze di base di aritmetica algebra e geometria, quali operazioni con i numeri razionali (reali), soluzione di equazioni di 1° e 2° grado, equazioni della retta, nozioni basilari di fisica quali vettori, velocità, energia.
Frequenza lezioni
obbligatoria
Contenuti del corso
1) Introduzione - Le 4 forze fondamentali, materia ed energia, stati di aggregazione della materia*, sistemi omogenei ed eterogenei, il metodo scientifico, elementi*, composti* e miscele*.
2) Leggi ponderali - Legge di conservazione della massa di Lavosier*, legge delle proporzioni definite di Proust*, teoria atomica di Dalton, legge delle proporzioni multiple di Dalton*, legge di Avogadro*, generalità sull’atomo, numero atomico* e numero di massa*, isotopi*, difetto di massa, u.m.a.*, massa atomica*, massa molecolare*, mole*, formula minima*, formula molecolare*, formula di struttura, isomeri, percentuali in peso.
3) Struttura della materia - Modello atomico di Rutherford, modello atomico di Bohr e Sommerfield, numeri quantici*, interpretazione ondulatoria dell’atomo, orbitali atomici*, principio di Pauli*, regola di Hund*, principio di indeterminazione di Heisenberg, costruzione ideale degli atomi*.
4) Sistema periodico - Periodicità e configurazioni elettroniche*, potenziale di ionizzazione*, affinità elettronica*, elettronegatività*, dimensioni atomiche.
5) Legame chimico* - Energia di legame, legame ionico, legame covalente, legame dativo, legame idrogeno, strutture di Lewis, valenza, carica formale, teoria dell’orbitale di valenza, ibridizzazione, risonanza.
6) Nomenclatura chimica* - Elementi e loro rappresentazione, valenza e numero di ossidazione,reazioni chimiche, rappresentazioni e bilanciamento, reazioni red-ox e loro bilanciamento.
7) Termodinamica - Funzioni di stato*, primo principio*, legge di Hess, secondo principio*, entropia e disordine, energia libera*.
8) Lo stato gassoso - Pressioni parziali*, legge di Dalton*, legge dei gas ideali*, gas reali.
9) Lo stato liquido - Proprietà, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore*.
10) Passaggi di stato - Diagrammi di stato dell’H2O* e della CO2.
11) Soluzioni* - Molarità, normalità, frazione molare, molalità, percentuale in massa, densità, tensione di vapore, legge di Raoult, proprietà colligative, elettroliti, grado di dissociazione, coefficiente di Van’t Hoff.
12) Equilibrio chimico* - Legge di azione di massa, costante di equilibrio, relazione fra Kp e Kc, dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura, fattori che influenzano l’equilibrio, relazione fra la costante di equilibrio ed il grado di dissociazione.
13) Acidi e basi* - Definizione secondo Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis, forza di acidi e basi, costante di dissociazione, elettroliti anfoteri, prodotto ionico dell’acqua, calcoli di pH di acidi e basi (forti e deboli), indicatori di pH.
14) Idrolisi salina - Costante di idrolisi, pH di idrolisi*, soluzioni tampone*, titolazioni acido forte base forte*, titolazioni acido debole base forte*, prodotto di solubilità*, effetto dello ione a comune sulla solubilità.
15) Cenni di Elettrochimica - Pile chimiche, serie dei potenziali redox.
16) Cenni di cinetica chimica - Ordine e molecolarità di reazione, velocità di reazione.
17) Chimica Inorganica - Chimica degli elementi principali dal I° al VII° gruppo*, proprietà generali dei gruppi e dei periodi*, proprietà chimico-fisiche degli elementi principali e dei loro composti più importanti.
Testi di riferimento
Chimica Generale e Inorganica
1. Fondamenti di chimica P. Silvestroni, CEA
2. J.C. Kotz, P.M. Treichel, J.R. Townsed - Chimica
3. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale – Zanichelli
4. Appunti di Lezione
Chimica Inorganica
I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)
Stechiometria
1. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria Guida alla soluzione di problemi di chimica- Piccin
7. Esercitazioni a lezione
Programmazione del corso
| * | Argomenti | Riferimenti testi | |
|---|---|---|---|
| 1 | Introduzione alla chimica, Materia e sue proprietà, Composti ed elementi, Leggi ponderali La legge di Avogadro | T.2: C.1, T.3 I fondament | |
| 2 | Isotopi, u.m.a., Mole, Formule chimiche, Teoria atomica. Modello Rutherford | T.1: C.1 e 3, T2: Parte 1, T.3 I fondamenti | |
| 3 | Modello di Bohr - Sommerfeld, Principio di Pauli, Principio di Hund,Numeri quantici | T.1: C.1, T.2: Parte 2, T.3 C.1 | |
| 4 | Principio di indeterminazione Heisenberg | T.1: C.1, T.2 Parte 2, T.3 C.1 | |
| 5 | Introduzione ai legami chimici, Il legame ionico, Il legame covalente secondo il metodo VB | T.1: C.2, T.2: C.2 e C.3, T.3 Parte 2 | |
| 6 | * | Legame dativo, Ibridizzazione ed esempi, Valenza e numero di ossidazione, Risonanza ed esempi | T.1: C.2, T.2: C.3, T.3 Parte 2 |
| 7 | Legame di idrogeno ed esempi, Legami deboli (VdW, forze di London), Nomenclatura e reazioni chimiche (red-ox e non redox) | T.1: C.2 e C.3, T.2: C.3 I fondamenti | |
| 8 | Termodinamica, funzioni di stato, variabili intensive ed estensive, primo principio, entalpia, legge di Hess Termodinamica, secondo principio, entropia, energia libera | T.1: C.4, T.2: C.3 e C.8, T.3: Parte 4 | |
| 9 | Lo stato gassoso, gas ideale, distribuzione di Boltzmann, legge di Dalton, legge dei gas Lo stato liquido, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore Soluzioni e determinazione della concentrazione | T.1: C.5 e 6, T.2: C.4 e 5, T.3: Parte 3 | |
| 10 | Passaggi di stato, diagrammi di stato, Legge di Raoult, Proprietà colligative, Grado di dissociazione, i Van’t Hoff | T.1: C.7 e C.8, T.2: C.9, T.3: Parte 3 | |
| 11 | Equilibrio chimico, legge dell’azione di massa, costante di equilibrio, dipendenza K da T, fattori che influenzano. Equilibri eterogenei (Legge di Clapeyron) | T.1: C.10 e 11, T.2: C.10, T.3: Parte 4 | |
| 12 | Equilibri ionici in soluzione, definizione di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted Lowry e Lewis | T.1: C.14, T.2:C.11, T.3: Parte 4 |
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
Gli studenti dovranno sostenere una prova scritta e avranno a disposizione 2 ore di tempo per svolgere 5 esercizi numerici. Il superamento della prova scritta (voto superiore o uguale a 18/30) è vincolante per l'accesso all'esame orale.
NB: per la prova scritta gli studenti dovranno presentarsi muniti di un valido documento di identità.
Durante la prova è possibile consultare la tavola periodica ma non è assolutamente ammesso l’uso del
cellulare, nemmeno in modalità di calcolo.
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
1. 1. Scrivere i prodotti che si ottengono dalle seguenti reazioni e bilanciare:
- Acido nitroso + idrossido di calcio → ……………………………..
- Cloruro di sodio + acido solforico → ………………..……………..
- Idrossido di alluminio + acido fosforico →…………………………
- Acido bicromico + idrossido di potassio → ………………………..
2. Si utilizza come ossidante una soluzione contenente Cu(OH)2, che ossida il glucosio C6H12O6, dando un solido rossastro Cu2O, secondo la seguente equazione:
Cu(OH)2 + C6H12O6 → Cu2O + C6H12O7 + H2O
Determinare la quantità di glucosio che può essere ossidata da 0.0231 g di Cu(OH)2.
3. E’ data una soluzione di H2SO4 al 53.6% in peso. Sapendo che la densità e 1.44 g/ml, calcolare la molarità, la molalità, le frazioni molari e le normalità relative ai processi acido-base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi e a processi di ossidazione in cui il prodotto di riduzione e SO2.
4. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta da 35.8 mL di HCl concentrato (37% in peso, d = 1.190 g/ml) e acqua fino ad un volume finale di 1L.
5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di NH4Cl perchè il suo pH sia 4.682. Kb di NH3 = 1.79 x 10-5.