Chimica generale, inorganica e stechiometria

A.A. 2015/2016
Insegnamento per
10
Crediti massimi
96
Ore totali
Lingua
Italiano
Obiettivi formativi
Il corso si propone di fornire i concetti di base per comprendere proprietà e struttura delle sostanze che ci circondano e i principi che governano le loro trasformazioni fisiche e chimiche, con l'obiettivo finale di rendere lo studente in grado di scrivere correttamente le reazioni chimiche, individuarne le diverse tipologie, valutare le condizioni cinetiche e termodinamiche per la loro realizzabilità, utilizzare con confidenza i metodi per la loro trattazione quantitativa.

Struttura insegnamento e programma

Linea A-K
Edizione attiva
Esercitazioni: 32 ore
Lezioni: 64 ore
Docente: D'alfonso Giuseppe
Programma
Miscele eterogenee e omogenee. Separazioni di miscele. Sostanze pure. Elementi e composti. Atomi e molecole. Le formule. Particelle subatomiche. Il nucleo. Isotopi. Quantizzazione dell'energia. Spettri atomici. Dualismo onde-particelle. Principio di indeterminazione. Equazione di Schrödinger per l'atomo di idrogeno. Funzioni d'onda. Numeri quantici. Orbitali s, p, d, f. Configurazioni elettroniche di stato fondamentale (principio di aufbau, regola di Hund, principio di Pauli).
La tavola periodica. Gruppi e periodi. Specie paramagnetiche e diamagnetiche. Gli elementi tipici. Metalli, non metalli, semimetalli. I gas nobili. Formazione di ioni monoatomici degli elementi dei gruppi principali. Gli elementi di transizione. Configurazioni elettroniche degli ioni dei metalli di transizione e di post-transizione.
Proprietà atomiche. Raggi atomici e loro andamento periodale. Energie di ionizzazione e relazione con la posizione nella tavola periodica. Affinità elettronica e suo andamento periodale. Raggi ionici.
Il legame covalente. Regola del gas nobile. Legami semplici e multipli, legami e Energia di dissociazione di un legame; distanza di legame. Acidi e basi di Lewis. Legame dativo. Legami polari. Momento di dipolo elettrico. Elettronegatività. Numeri di ossidazione. Regole per scrivere le formule di Lewis delle molecole. Risonanza. Carica formale. Specie con atomi carenti di elettroni o con atomi che superano l'ottetto.
La forma delle molecole. Teoria VSEPR. Geometrie previste per coppie elettroniche di legame da due a sei. Presenza di coppie di non legame e geometria. Concetto di ibridazione di orbitali. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2.
Cenni sulla teoria degli orbitali molecolari. Applicazione alla descrizione del legame e delle proprietà magnetiche di molecole e ioni biatomici omo ed eteronucleari del primo e secondo periodo. La delocalizzazione degli orbitali molecolari. Descrizione del legame metallico secondo la teoria MO: bande, livello di Fermi, conduttori, semiconduttori, isolanti.
Leggi dei gas: legge di Boyle, di Charles, di Avogadro; equazione di stato dei gas ideali. Densità gas. Legge di Dalton. Cenni a teoria cinetica dei gas. Distribuzione delle velocità molecolari di Boltzmann. Diffusione ed effusione gas, legge di Graham. Gas reali.
Aspetti energetici delle trasformazioni. Il primo Principio della Termodinamica, energia interna, entalpia. Trasformazioni esotermiche ed endotermiche. Calore specifico. Entalpie di reazione. Legge di Hess. Stati standard. Entalpie standard di formazione. Calorimetria.
Lo stato liquido. Forze intermolecolari fra molecole neutre: interazioni fra dipoli permanenti, interazioni fra dipoli permanenti e dipoli indotti, forze di dispersione. Equilibrio liquido-vapore. Tensione di vapore, temperature di ebollizione. Legame di idrogeno. Effetti del legame di idrogeno: densità del ghiaccio, punti di ebollizioni idruri dei gruppi principali. Diagrammi di Andrews. Punto critico, fluidi supercritici. Diagrammi di fase di H2O e CO2. Punto triplo, sublimazione. Proprietà dei liquidi (tensione superficiale, viscosità, menisco, capillarità).
Lo stato solido. Solidi amorfi e cristallini. Cella elementare e reticolo. Classificazione dei solidi (ionici, reticolari, metallici, molecolari) e loro proprietà. Il legame ionico. Aspetti strutturali ed energetici. Ciclo di Born-Haber. Energia reticolare.
Soluzioni. Dissoluzione di solidi in un liquido, mescolamento di liquidi. Entalpia di dissoluzione. Soluzioni ideali. Solubilità. Influenza temperatura su solubilità. Influenza pressione su solubilità gas (legge di Henry). Proprietà colligative: tensione di vapore di soluzioni (legge di Raoult). Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Pressione osmotica. Proprietà colligative degli elettroliti: coefficiente di van't Hoff. Determinazione pesi molecolari
Colloidi. Definizione, classificazione, proprietà; i vari tipi di dispersioni nelle diverse fasi.
Cinetica chimica. Velocità di reazione, ordine di reazione e equazione cinetica. Equazioni cinetiche integrate per reazioni del 1° e del 2° ordine e per reazioni di ordine zero. Tempo di dimezzamento. Energia di attivazione ed eq. di Arrhenius. Molecolarità reazioni elementari e stadio cineticamente determinante. Catalisi.
Termodinamica chimica. L'equilibrio chimico e i fattori da cui dipende. Entropia e disordine. Entropia e temperatura. Entropia e struttura. II e III Principio della Termodinamica. Entropia molare standard. Variazione di entropia in una reazione. Reazioni ordinanti e disordinanti. L'energia libera di Gibbs. Il criterio per la spontaneità di una reazione. Reazioni eso ed endo ergoniche. Energia libera standard di formazione. Variazione di energia libera standard in una reazione. Calcolo del G in condizioni non standard. Il quoziente di reazione Q. La costante di equilibrio K. Il principio di Le-Chatelier. La dipendenza di K dalla temperatura. Equazione di van't Hoff. Espressione di Kp in funzione di concentrazioni, moli, o frazioni molari. Influenza della pressione sull'equilibrio. Applicazione dei concetti di termodinamica e cinetica alla reazione di sintesi di NH3.
Acidi e basi. Definizioni di Arrhenius e Brönsted. Specie anfiprotiche. Equilibrio di autoionizzazione acqua. Definizione di pH. Acidi forti e deboli. Effetto livellante del solvente. Relazioni fra struttura e forza acidi. La costante di acidità Ka. Relazioni Ka-Kb per coppie coniugate. Grado di dissociazione. Miscele di acidi o basi. Costanti di equilibrio per reazioni acido-base. Soluzioni tampone: definizione, proprietà, modi di preparazione. Competizione di più basi verso un acido e viceversa. Intervalli di prevalenza. Cenni alle titolazioni acido base e al funzionamento degli indicatori per titolazioni acido base.
Equilibri di solubilità/precipitazione in soluzione acquosa di composti ionici. Prodotto di solubilità. Effetto ione comune. Equilibri di precipitazione.
Lavoro elettrico e pile, forza elettromotrice di una pila. Pila Daniell. Elettrodo standard a idrogeno. Potenziali standard di riduzione. Il potenziale come grandezza intensiva. Equazione di Nernst. Dipendenza del potenziale dal pH; variazione del potenziale per formazione di composti poco solubili. Variazione della f.e.m. durante il funzionamento della pila. Relazione fra Keq e f.e.m. standard. Pile a concentrazione. Stabilità di stati di ossidazione intermedi. Disproporzionamento. Competizione fra più ossidanti con un riducente e viceversa. Elettrolisi di sali fusi. Elettrolisi di soluzioni acquose. Deposizione di metalli. Legge di Faraday. Accumulatori
Cenni di chimica nucleare: energia di legame nucleare, rapporto neutroni/protoni e stabilità nucleare. Radioattività: emissioni , positroni, cattura di elettroni. Tempo di dimezzamento. Famiglie radioattive. Reazioni nucleari per bombardamento. Reazioni di fissione nucleare. Reazioni di fusione nucleare. Misura dell'attività e della dose di radiazioni. Usi degli isotopi radioattivi (datazione con 14C, traccianti, creazioni di immagini in medicina, radioterapia).
Cenni di Chimica Inorganica. Proprietà degli elementi dei gruppi principali in base alla posizione periodale. Gli elementi di transizione: proprietà generali. I composti di coordinazione: definizione, nomenclatura, numeri di coordinazione e geometrie più comuni.
Stechiometria. Nomenclatura composti ionici e composti binari non ionici. Determinazioni formule brute da percentuali in peso. Equazioni di reazione: significato e bilancio. Reazioni elementari: elemento più ossigeno, ossidi ionici e covalenti, ossidi più acqua. Idrossidi e acidi. Reazioni di ossidoriduzione e loro bilancio. Modi di esprimere concentrazione di soluzioni (frazione molare, percentuale in massa, molarità, molalità). Preparazione di soluzioni, diluizioni, mescolamento di soluzioni. Calcoli stechiometrici relativi a reazioni chimiche: il reagente limitante. Reazioni che coinvolgono specie gassose. Gas umidi. Equilibri in fase gas. Equilibri di solubilità/precipitazione in soluzione acquosa di composti ionici. Equilibri di precipitazione per mescolamento di soluzioni. Calcolo del pH per soluzioni di acidi e basi forti. Calcolo del pH per soluzioni di acidi e basi deboli monoprotici, per miscele di acidi e per acidi o basi poliprotici. Soluzioni tampone. Reazioni acido-base: calcolo del pH risultante.
Informazioni sul programma
Per colloquiare con il docente gli studenti possono usufruire dell'orario di ricevimento settimanale, del dialogo via e-mail oppure possono sfruttare il forum disponibile sul sito Ariel del corso, concepito per ricevere (a) richieste di chiarimenti (visibili a tutti gli altri studenti, che possono intervenire a loro volta); (b) osservazioni, critiche, proposte costruttive sull'organizzazione del corso.
Prerequisiti e modalità di esame
Sono previste tre verifiche in itinere, ciascuna relativa a un terzo circa del programma. Ogni verifica è scritta (durata circa 3.5 ore) e tipicamente comprende 15 quesiti a scelta multipla e 5 domande aperte. Per ogni quesito (a scelta multipla o aperto) sono attribuiti punteggi differenziati in base alla difficoltà del quesito stesso. Per le domande aperte il punteggio attribuito è pesato dalla votazione conseguita in ciascun esercizio (voti da 0 a 10). Il punteggio massimo conseguibile è 33/30. Possono essere previste penalizzazioni (voti negativi) per errori di nomenclatura e per errori particolarmente gravi nelle risposte a scelta multipla.
Coloro che ottengono un punteggio pienamente sufficiente in tutte le verifiche sono esonerati dalla prova finale e ottengono un voto pari alla media dei punteggi conseguiti nelle verifiche, purché non abbiamo rivelato gravi lacune su argomenti fondamentali: in tale caso dovranno svolgere nella prima sessione di febbraio delle specifiche prove di recupero. La stessa possibilità è offerta a coloro che siano risultati insufficienti in una sola delle tre verifiche.
In tutti gli altri casi, e per chi non fosse soddisfatto del voto conseguito nelle prove in itinere, è previsto l'esame completo, che è prevalentemente scritto (durata 4 ore) e costituito da quesiti a scelta multipla (circa 15), integrati da 5-10 domande/problemi aperti. Le modalità di attribuzione dei punteggi sono analoghe a quelle dei quesiti a scelta multipla. Un colloquio orale è previsto solo per chiarire eventuali punti dubbi.
Il corso si svolge nel I semestre e sono previsti 2 appelli a febbraio, e altri 6 così distribuiti: aprile, giugno, luglio, settembre, novembre, gennaio. Non sono previste limitazioni alla possibilità di iscriversi agli appelli.
Materiale didattico e bibliografia
Per la preparazione, gli studenti hanno a disposizione, oltre al libro di testo, anche vario materiale didattico scaricabile dal sito Ariel del corso, che comprende (oltre alla bacheca per le comunicazioni e le informazioni di base):
· la scaletta dettagliata, aggiornata giorno per giorno, degli argomenti trattati in ogni lezione, con l'obiettivo di aiutare gli studenti a riordinare i propri appunti;
· una serie di file contenenti materiali didattici (testi, schemi, tabelle, figure) a integrazione di quanto mostrato nel corso delle lezioni o di quanto può essere reperito sui libri di testo consigliati;
· una serie di link a siti chimici inglesi o americani, per abituarli a leggere o ascoltare la chimica nella lingua della comunità scientifica internazionale;
· esercizi ulteriori, rispetto a quelli svolti in aula, con traccia di soluzione;
· temi d'esame completi o verifiche in itinere degli anni precedenti, con traccia di soluzione.
· Vengono inoltre pubblicati i testi e le soluzioni delle verifiche in itinere e delle prove finali dell'anno in corso.
Libri di testo consigliati: uno fra i seguenti
· Kotz, Treichel, Townsend, Chimica, IV Ed., EdiSES.
· Petrucci, Harwood, Herring, Chimica Generale, Principi e Moderne Applicazioni, PICCIN.
· Whitten, Davis, Peck, Stanley, Chimica, PICCIN
Periodo
annuale
Linea L-Z
Edizione attiva
Responsabile
Esercitazioni: 32 ore
Lezioni: 64 ore
Programma
Cenni sulla struttura della materia.
La struttura degli atomi. Masse atomiche e molecolari. Isotopi. Radioattività. Difetto di massa.
Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche.
Calcolo delle concentrazioni. Bilanciamento delle reazioni chimiche.Calcolo delle formule empiriche.
Gas.
Leggi dei gas ed equazione di stato dei gas perfetti e dei gas reali. Cenni di teoria cinetica dei gas.
Equilibrio chimico.
Lo stato di equilibrio. Principio di Le Chatelier - Brown. Costanti di equilibrio.
Proprietà delle soluzioni.
Soluzioni ideali e leggi di Raoult e di Henry. Soluzioni non ideali ed attività. Proprietà colligative. Soluzioni colloidali. Diagrammi di fase.
Struttura degli atomi.
Atomo di Bohr. La relazione di De Broglie. Il principio di indeterminazione. Cenni sull'equazione di Schrödinger.. Atomo di idrogeno. Atomi a più elettroni . Il principio "aufbau" e la tavola periodica. Proprietà periodiche.
Legame chimico.
Il legame ionico. Teoria VSEPR Il legame covalente. Le teorie V.B. ed M.O. Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Cenni sul legame nei composti di coordinazione.
Solidi.
Cristalli ionici, covalenti, molecolari. Relazione tra energia reticolare, energia di idratazione e solubilità.
Reazioni acido base.
Acidi e basi (secondo Arrhenius, Broensted, Lewis). pH. Titolazioni acido-base.
Elettrochimica.
Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. I potenziali elettrochimici. La legge di Nernst. Predizione degli andamenti di reazione. Elettrolisi.
Termodinamica.
Primo, secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni termodinamiche ed equilibrio,
Cinetica chimica.
Velocità di reazione, ordine di reazione ed equazioni cinetiche. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori.
Chimica inorganica.
Cenni sui principali elementi di interesse biologico.
Prerequisiti e modalità di esame
La prova d'esame è una prova scritto+orale
La prova d'esame inizia con uno scritto il cui superamento è "condizio sine qua non" per l'ammissione alla prova orale.
La prova scritta è costituita da esercizi e domande in numero variabile da 4 a 7.
La durata è sempre di 2 ore.
La soglia minima necessaria per l'accesso all'esame orale è rappresentata dalla media delle risposte esatte fornite da tutti i partecipanti alla prova scritta, diminuita del 25%.
(A titolo di esempio: prova scritta costituita da 6 domande e/o esercizi; la media delle risposte esatte è pari a 4; la soglia minima per l'ammissione alla prova orale è costituita da 3 risposte esatte).
Il superamento della prova orale dipende dalla preparazione del candidato e dall'insindacabile giudizio del presidente della commissione d'esame.
Il superamento della prova scritta comporta l'ammissione all'orale senza restrizioni per la durata di un anno solare dalla data dello scritto.
Periodo
annuale
Periodo
annuale
Modalità di valutazione
Esame
Giudizio di valutazione
voto verbalizzato in trentesimi
Docente/i
Ricevimento:
Martedì 14:30-16:30
Via Golgi 19 Edificio 1C 4°piano