CHIMICA GENERALE ED INORGANICA M - Z

CHIM/03 - 6 CFU - 1° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

GIUSEPPE MARCELLO LOMBARDO
Email: glombard@unict.it
Edificio / Indirizzo: Edificio 1, Cittadella universitaria, Viale A. Doria, 6, 95125 Catania
Telefono: 0957385058
Orario ricevimento: Martedì e Gioved' dalle ore 10:00 alle 12:00, Previo contatto e-mail anche in via telematica (Microsoft Teams)


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


Modalità di svolgimento dell'insegnamento

Lezioni ed esercitazioni in aula.


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 come previsto dall’ordinamento didattico http://www.dsf.unict.it/corsi/l-29_sfa/regolamento-didattico



Contenuti del corso

La materia e il sistema periodico degli elementi

Proprietà chimiche e fisiche degli elementi

Il legame chimico

Nomenclatura e reazioni chimiche

Numeri di ossidazione.

Bilanciamento

Classificazione dei composti inorganici

Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione.

Stati di aggregazione

Termodinamica chimica.

Equilibrio chimico.

Elettrochimica.

Cinetica chimica.

Chimica Inorganica



Testi di riferimento

Chimica Generale e Inorganica

1. A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, FONDAMENTI DI CHIMICA, CEA

2. Fusi et al., -CHIMICA GENERALE ED INORGANICA - Idelson-Gnocchi

3. Petrucci et al., -CHIMICA GENERALE- Piccin

4. Speranza et al. -CHIMICA GENERALE ED INORGANICA- Edi-Ermes

5. M. Schiavello, L. Palmisano - FONDAMENTI DI CHIMICA - EdiSES

6. J.C. Kotz et al. - CHIMICA - EdiSES

7. P.W. Atkins, L. Jones - CHIMICA GENERALE - Zanichelli

8. R. Chang - FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE - Mc Graw Hill

9. Nivaldo J. Tro - CHIMICA – EdiSES Chimica Inorganica

10. D.H. Bandinelli - CHIMICA INORGANICA – Piccin

11. I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - CHIMICA INORGANICA - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)

Stechiometria

12. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE- Piccin

13. 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.


Altro materiale didattico

http://www.dsf.unict.it/docenti/giuseppe.lombardo



Programmazione del corso

 ArgomentiRiferimenti testi
1Presentazione 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 
2Teoria 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 
3Introduzione alla tabelle periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr*. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrodinger. - EserciziTesto 1: Cap. 2 
4Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronicaTesto 1: Cap. 2 
5Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - EserciziTesto 1: Cap. 3 
6Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - ElettronegativitàTesto 1: Cap. 3 
7Geometria 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 
8Diagrammi di correlazione molecole biatomiche omonucleari. - Legame dipolo-dipolo e dipolo indotto. - Legame idrogeno. - Numero di ossidazione (n.o.), - calcolo n.o. dalla formula di strutturaTesto 1: Cap. 3 
9Regole 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 ChimicaTesto 1: Cap. 4 
10Formule 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 direttoTesto 1: Cap. 4 
11Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - eserciziTesto 1: Cap. 4 
12Stati 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 gassoseTesto 1: Caps. 5 - 6 - 7 
13Gas 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 CO2Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 
14Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e NormalitàTesto 1: Cap. 8 
15Tensione di vapore delle soluzioni: - soluzioni a comportamento ideale - Legge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebulloscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - AnomalieTesto 1: Cap. 8 
16Termodinamica: Variabili di stato, funzioni di stato, Processi spontanei e reversibili, Principii della termodinamica. - Legge di Hess - Energia libera di GibbsTesto 1: Cap. 9 
17Equilibrio 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 
18Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni.Testo 1: Cap. 12 
19Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Bronsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliproticheTesto 1: Cap. 12 
20Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - EserciziTesto 1: Cap. 12 
21Composti Anfoteri. - Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi.Testo 1: Cap. 12 
22Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti: Distillazione frazionata; Miscela azeotropicaTesto 1: Cap. 11 
23Elettrochimica: Leggi di Faraday, elettrodo ad idrogeno, potenziali normali di riduzione, Equazione di Nerst.Testo 1: Cap. 13 
24Introduzione Cinetica Chimica. -Velocità di reazione: Influenza della concentrazione dei reagenti; Reazioni del primo e secondo ordine.Testo 1: Cap. 14 


Verifica dell'apprendimento


MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO

scritto e orale


ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI


Per la reazione SO3 (g) = SO2 (g) + ½O2 (g), si mette a reagire 1.00 mole di anidride solforica in un volume di 2.00 litro. All’equilibrio si misurano 0.100 moli di ossigeno. determinatre la costante di equilibrio Kc.

Formula bruta e di struttura del carbonato di calcio;

Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di KCl ottenuta sciogliendo 2.50 g di tale sale in 250.0 ml di acqua a 25 °C, assumendo che la variazione di volume è trascurabile. (R=0.0821 atm·l·K-1·mol-1).

pH di una soluzione tampone costituita da acido acetico 0.1 M e acetato di sodio 0.05 M.




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