CHIMICA GENERALE
Anno accademico 2015/2016 - 1° anno - Curriculum ALIMENTI E SALUTE e Curriculum VALORIZZAZIONE DEI PRODOTTI TIPICICrediti: 6
SSD: CHIM/03 - Chimica generale e inorganica
Organizzazione didattica: 150 ore d'impegno totale, 118 di studio individuale, 32 di lezione frontale
Semestre: 1°
Obiettivi formativi
L’obiettivo formativo principale del corso di Chimica Generale riguarda la formazione di studenti che possiedano le abilità e le conoscenze di base di carattere chimico, utili per la comprensione e lo studio delle materie che richiedono familiarità col metodo scientifico e capacità di analisi di problemi chimici. Alla fine del corso gli studenti saranno in grado di apprendere le applicazione di tecniche e metodi chimici utilizzati. Le competenze acquisite permetteranno agli studenti di adeguarsi all’evoluzione della disciplina e di continuare gli studi del corso di laurea.
Prerequisiti richiesti
Al fine di seguire il corso fin dalle prime lezioni è richiesto agli studenti di avere un'adeguata cultura generale, di aver maturato abilità analitiche (abilità di ragionamento logico) e di avere delle conoscenze scientifiche di base per quanto riguarda la matematica, fisica e chimica.
Frequenza lezioni
Fortemente consigliata. La frequenza alle lezioni non è obbligatoria per sostenere l’esame.
Contenuti del corso
La composizione della materia e le reazioni chimiche; la struttura atomica e il legame chimico; la termochimica e 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.
Testi di riferimento
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1. CHIMICA GENERALE E INORGANICA, a cura di Maurizio Speranza, edi-ermes
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2. FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, editoriale Veschi
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3. CHIMICA, Kotz,Treichel, Weaker, EdiSES
4 STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE, Michelin Lausarot Vaglio, Piccin |
Programmazione del corso
| * | Argomenti | Riferimenti testi | |
|---|---|---|---|
| 1 | * | La composizione della materia: molecole e composti molecolari, ioni e composti chimici, la nomenclatura chimica, peso atomico e peso molecolare. | Testo 3: cap 1, 2 ; Testo 1: cap 1 |
| 2 | * | Teoria atomica e molecolare, la struttura dell’atomo, energie degli orbitali, sistema periodico degli elementi, legame chimico, le geometrie molecolari: ibridazione degli orbitali e teoria VSEPR | Testo 1: cap. 3, 5, 6; Testo 3: cap. 2, 7, 9, 10 |
| 3 | * | Le reazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni, numero di ossidazione e reazioni redox. La stechiometria delle reazioni: il concetto di mole e calcoli stechiometrici | Testo 1: cap. 4; Testo 3: cap 3, 4 |
| 4 | * | Lo stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato dei gas ideali, volume molare, gas reali, significato molecolare della pressione e della temperatura, cenni di teoria cinetica dei gas | Testo 1: cap. 7; Testo 3: cap 5 |
| 5 | Cenni sullo stato solido: solidi cristallini metallici e ionici, strutture compatte, solidi molecolari e solidi reticolari covalenti, solidi vetrosi. | Testo 1: cap. 9; Testo 3: cap 11 | |
| 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, proprietà colligative | Testo 1: cap. 10; Testo 3: cap 11, 12; Testo 2: cap. 7, 8, 13 |
| 7 | Cenni di termodinamica e termochimica: variabili di stato, I principio della Termodinamica, capacità termiche molari, Legge di Hess ed entalpie di reazione, II principio della Termodinamica , III principio della Termodinamica ed entropia, energia libera. | Testo 1: cap. 8; Testo 3: cap 6; Testo 2: cap. 4 | |
| 8 | * | Cinetica ed equilibrio chimico: reazioni di equilibrio, velocità di una reazione, energia di attivazione ed equazione di Arrhenius, costante di equilibrio, influenza della concentrazione, della pressione e della temperatura sugli equilibri chimici. | Testo 1: cap. 8, 11, 14 Testo 3: cap 13, 14; Testo 2: cap. 10, 11, 12, 13 |
| 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, solubilità dei sali e prodotto di solubilità. | Testo 1: cap. 12; Testo 3: cap 6; Testo 2: cap. 15 |
| 10 | Elettrochimica: elettrolisi, pile e potenziali normali di semilelementi, uso dei potenziali normali per la previsione di una reazione redox. | Testo 1: cap. 13; Testo 3: cap 18; Testo 2: cap. 1 | |
| 11 | * | Esercitazioni | Testo 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
La valutazione sarà effetuata considernado l’esito della prova scritta e di quella orale
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
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; Ka (HNO2) = 4.6 x 10-4).
7. Date le due semireazioni:
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e- = Mn2+ + 12 H2O E° = 1.51 V
Cl2 + 2 e- = 2 Cl- E° = 1.36 V
determinare il senso nel quale procede la reazione complessiva e scriverla. Determinare anche la costante di equilibrio