CHIMICA

CHIM/03 - 6 CFU - 2° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

ANTONINO GULINO
Email: agulino@unict.it
Edificio / Indirizzo: Dipartimento di Scienze Chimiche /Viale Andrea Doria 6, 95125 Catania
Telefono: 0957385067
Orario ricevimento: Lunedì, Mercoledì e Venerdì ore 9-11, ed alla fine di ogni lezione


Obiettivi formativi

Acquisizione di importanti concetti di chimica generale, inorganica, stechiometria e cenni di organica. Il corso è organizzato in modo da fornire una buona conoscenza della chimica di base (inorganica e stechiometria) ed è suddiviso in una parte teorica ed una parte costituita da esercitazioni volte alla soluzione di problemi di chimica (knowledge and understanding). Il fine del corso è quello di acquisire capacità di ragionamento per affrontare lo studio di fenomeni chimici con metodi analitici e numerici (applying knowledge and understanding). Alla fine del corso gli studenti dovrebbero possedere una loro autonomia di giudizio: capacità di proporre proprie esercitazioni numeriche (making judgements) su argomenti specifici.

In particolare:

Tale corso è specificamente teorico e contiene molte esercitazioni numeriche.

Obbiettivi formativi specifici di questo corso sono:

 

Comprendere la struttura atomica;

comprendere i meccanismi di formazione del legame chimico;

conoscere le interazioni chimiche nei solidi, nei liquidi e comprendere le equazioni stato dei gas; conoscere le principali grandezze termodinamiche e cinetiche coinvolte nelle reazioni chimiche; valutare le condizioni dell’equilibrio chimico;

determinare quantitativamente gli equilibri gassosi, in soluzioni acquose e nei sistemi elettrochimici;

discutere tutte le attività proposte con metodo scientifico e linguaggio appropriato.

Acquisire capacità di impostare e svolgere correttamente esercizi sulle varie tipologie di reazioni chimiche

 

Inoltre, in riferimento ai cosiddetti Descrittori di Dublino, questo corso contribuisce a acquisire le seguenti competenze trasversali:

Conoscenza e capacità di comprensione:

 

Capacità di applicare conoscenza:

Calcoli quantitativi sulle soluzioni omogenee, sulle loro proprietà colligative, sul pH, e sui fenomeni elettro-chimici.

 

Autonomia di giudizio:

Abilità comunicative:


Modalità di svolgimento dell'insegnamento

Il corso prevede 5 CFU (35 ore) di lezioni frontali ed 1 CFU (15 ore) di esercitazioni in aula.

Ciononostante, si alternano lezioni teorica a numerose esercitazioni numeriche in aula. Gli studenti saranno attivamente coinvolti nelle esercitazioni numeriche alla lavagna. Qualora possibile, come negli ultimi 3-4 anni, il docente eseguirà sperimentalmente in aula anche semplici ed innocue reazioni chimiche quali le preparazioni dell’ossido rameico, dell’ossido rameoso, le titolazioni acido-base con indicatori di pH, una titolazione redox (KMnO4 – H2C2O4) ed la preparazione di una pila chimica.

Qualora l'insegnamento venisse impartito in modalità mista o a distanza potranno essere introdotte le necessarie variazioni rispetto a quanto dichiarato in precedenza, al fine di rispettare il programma previsto e riportato nel syllabus.


Prerequisiti richiesti

Bisogna conoscere le grandezze, dimensioni e le unità di misura, I concetti base della chimica, i simboli chimici e la nomenclatura chimica.



Frequenza lezioni

La frequenza è obbligatoria.



Contenuti del corso

Corso “zero” sulla nomenclatura chimica. Simboli chimici. Atomi, elementi, miscele e composti, allotropi.

Metalli e non metalli; ossidi, idrossidi, anidridi, acidi, ossoanioni e sali.

 

1 - STRUTTURA DELL'ATOMO

Particelle subatomiche: elettrone, protone, neutrone; Numero atomico e Numero di Massa, isotopi, spettrometro di massa, unità di massa atomica, peso atomico/massa atomica relativa, massa molecolare relativa.

Spettro elettromagnetico. Leggi della fisica classica, esperimento di Young, radiazione del corpo nero. Quantizzazione dell’energia di Plank. Effetto fotoelettrico. Esperimento di Rutherford. Modello atomico di Bohr e problemi insiti nel modello. Dualismo onda-particella: De Broglie. Esperimento di Davisson and Germer. Descrizione meccanico / ondulatoria dell'atomo. Cenni sull’equazione di Schrodinger. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Orbitali dell’atomo d’idrogeno. Numeri quantici. Curve di densità di probabilità radiale. Atomi polielettronici; effetti di schermaggio e di penetrazione. Principio di esclusione del Pauli. Principio della massima molteplicità. Il principio di aufbau. Configurazioni elettroniche.

 

2 - SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

Classificazione periodica e configurazione elettronica degli elementi. Proprietà periodiche: raggi atomici e ionici, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività.

 

3 - STECHIOMETRIA

Il concetto di mole e leggi fondamentali che regolano l’andamento delle reazioni chimiche. L'equazione chimica ed il suo bilanciamento. Classificazione delle principali reazioni chimiche. Rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche. Composti ionici e composti molecolari; dissociazione elettrolitica; numeri di ossidazione, concetti di ossidante e riducente, ossidarsi e ridursi. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Determinazione della formula di un composto. Applicazioni numeriche.

 

4 - LEGAME CHIMICO

Concetti sui legami ionico, covalente e dativo. Formalismo di Lewis e teoria del legame di valenza. Formule di struttura dei composti più comuni: N2, O2, CO, NO, NO+, HCl, CO2, NO2, O3, NO2-, HCN, CH2O, CO3--, NO3-, CH4, C2H6, C2H4, C2H2, NH3, N2H4, NH4+, NH2-, H2O, H2O2, H3O+, OH-, HF, CNO-, F2O; gusci di valenza espansa: XeF2, PCl5, SO2, SO3, H2SO4, SO4--, SiF5-, SiF6--, PF5, PF6-, SF4, SF6, ClF3, BrF5, XeF4; ossiacidi comuni e loro anioni; molecole e ioni isoelettronici comuni; concetto di risonanza. Elettronegatività degli atomi e polarità dei legami. Momenti di dipolo di HF, HCl, HBr, HI, H2, NH3, NF3, BF3, H2O, H2S, SO2, CO2, CH4, CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CCl4. Geometrie molecolari: stato di promozione del carbonio, teoria dell’ibridizzazione, orbitali ibridi sp3, sp2, sp, metano, etano, etilene, acetilene, benzene.

Geometria molecolare e teoria V.S.E.P.R.: H2O, NH3, CH4, BF3, BeCl2, PCl5, TeCl4, ClF3, I3-, SF4, SF6, IF5, ICl4-, PF5, XeF2, BrF5, XeF4. Variazione dell’energia potenziale durante la formazione di H2. Energia reticolare e legame ionico. Molecola LiF. Ciclo di Born-Haber. Proprietà fisiche dei composti ionici. Legame chimico e teoria degli orbitali molecolari, orbitali s e p; molecole biatomiche H2+, H2, He2+, Li2, B2, C2, N2, O2, F2, N2+, N2-, O2+, O2-.Ordine, lunghezza, costante di forza ed energia di legame. Legame dativo. Legame metallico e cenni di teoria delle bande. Molecole biatomiche eteronucleari: HF, CN, CO, NO, O3, Benzene. Proprietà fisiche dei composti covalenti. Legame metallico e cenni di teoria delle bande.

 

5 - FORZE INTERMOLECOLARI

Forze intermolecolari: ione – ione, ione – dipolo, dipolo – dipolo, forze di Van der Waals e di London. Legame ad idrogeno e punti di ebollizione di H2O, H2S, H2Se. Tensione superficiale.

 

6 – ELEMENTI DI TERMODINAMICA.

 

7 - STATO GASSOSO

Caratteristiche generali dello stato gassoso. Gas ideali, significati molecolari di pressione e temperatura, leggi di Boyle, Charles, Gay-Lussac, Dalton; volumi molari (legge di Avogadro), equazione di stato dei gas ideali, gas reali, equazione di Van der Waals, gas e vapori. Legge delle pressioni e dei volumi parziali. Diffusione dei gas. Applicazioni numeriche.

 

8 - STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO

Caratteristiche dello stato solido in funzione del legame chimico - Caratteristiche dello stato liquido, tensione di vapore e temperatura di ebollizione di liquidi puri. Cambiamenti di stato. Diagramma di stato dell'acqua e dell’anidride carbonica- Principio dell'equilibrio mobile.

 

9 - SOLUZIONI ACQUOSE

Solvente, soluto, soluzioni gassose, liquide e solide, interazioni tra soluto e solvente, legame ad idrogeno, unità di misura della concentrazione: % in massa ed in volume, peso equivalente e normalità, molarità, molalità, frazioni molari. Proprietà colligative di elettroliti in soluzione: Tensione di vapore di soluzioni ideali e reali, Legge di Raoult, distillazione, azeotropi. Soluzioni di soluti non volatili. Grado e fattore di dissociazione. Abbassamento relativo della tensione di vapore del solvente, ebullioscopia e crioscopia. Diagrammi di fase della granita e della salamoia. Osmosi e pressione osmotica. Soluzioni elettrolitiche e grado di dissociazione. Solubilità e legge di Henry. Applicazioni numeriche.

 

10 - L’ EQUILIBRIO CHIMICO

Elementi di termodinamica chimica. L’equilibrio nei sistemi chimici omogenei - Legge di azione di massa e costanti di equilibrio: Kp, Kc, Kx. Fattori che influenzano l'equilibrio: temperatura e pressione. Equilibri ionici in soluzione acquosa. Teorie degli acidi e delle basi. Acidi e basi di Arrhenius, Bronsted e Lewis. Anfoliti. Ioni complessi in soluzione acquosa, acidi e basi poliprotici. Reazioni acido-base e stechiometria delle soluzioni. Forza degli acidi e delle basi. Acidi e basi forti e deboli. Autodissociazione dell'acqua e definizioni di pH e pOH e pKw. Titolazione HCl-NaOH. pH di acidi e basi forti e deboli: definizioni di pKa, pKb. Idrolisi di sali e calcoli di pH. Soluzioni tampone acide, basiche. Indicatori di pH. Equilibri eterogenei - Prodotto di solubilità. Applicazioni numeriche.

 

11 - ELETTROCHIMICA

Elettrodi metallici, misure di d.d.p., celle galvaniche, equazione di Nerst. Elettrodi di seconda specie (Ag/AgCl/KCl). Elettrodi di terza specie: Pt / Fe2+ - Fe3+; Pt / Mn2+ ed MnO4-, Pt / Chinidrone. Elettrodo normale standard ad idrogeno. Elettrodo a calomelano saturo. Serie dei potenziali standard di semielementi, previsioni di reazioni red-ox.

Reazioni di disproporzione. Pile di concentrazione. Determinazione elettrochimica del pH. Elettrolisi e leggi di Faraday. Sovratensione, elettrolisi dell’acqua, di soluzioni di NaCl, di ZnSO4; accumulatore al piombo. Applicazioni numeriche.

 

12 – CINETICA CHIMICA

Velocità di reazione, ordine di reazione, tempo di dimezzamento, molecolarità di reazione, teoria degli urti (collisioni), equazione di Arrhenius ed energia di attivazione, fattori che influiscono sulla velocità di reazione, catalizzatori.

 

13 – CHIMICA INORGANICA

Metalli e non metalli: generalità sulle proprietà chimiche e fisiche. Caratteristiche generali di ciascun gruppo del sistema periodico. Metalli alcalini e alcalino terrosi. Principali stati di ossidazione e composti di Idrogeno, Ossigeno, Carbonio, Azoto, Fosforo, Zolfo e Cloro. Elementi di transizione: generalità. Composti di coordinazione. Leganti. Numero di coordinazione e geometria. Nomenclatura. Cenni sulle teorie del legame chimico nei composti di coordinazione.



Testi di riferimento

I testi 1-4 sono equivalenti e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.
I testi di esercizi 5-7 sono equivalenti e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.

1. KOTZ, TREICHEL, TOWNSEND Chimica V edizione - EdiSES
2. ATKINS, JONES, Principi di Chimica – Zanichelli

3. Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette Chimica Generale - Piccin
4. Silberberg, Amateis – Mc Graw Hill

5. NOBILE, MASTRORILLI, Vol.1 e 2, Esercizi di Chimica - Ambrosiana

6. GIOMINI, BALESTRIERI, GIUSTINI, Fondamenti di Stechiometria – EdiSES
7. P.MICHELIN LAUSAROT, G.A. VAGLIO, Fondamenti di Stechiometria - Piccin


Altro materiale didattico

http://studium.unict.it/dokeos/2020/



Programmazione del corso

 ArgomentiRiferimenti testi
11.STRUTTURA DELL'ATOMO (6h)Testi 1-4 
2 2. SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI (2h)Testi 1-4 
33. STECHIOMETRIA (10h)Testi 5-7 
44. LEGAME CHIMICO (4h)Testi 1-4 
55. FORZE INTERMOLECOLARI (1h)Testi 1-4 
66. ELEMENTI DI TERMODINAMICA (2h)Testi 1-4 
77. STATO GASSOSO (2h)Testi 1-4 
88. STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO (4)Testi 1-4 
99. SOLUZIONI ACQUOSE (6h)Testi 1-4 
1010. L’ EQUILIBRIO CHIMICO (7h)Testi 1-4 
1111. ELETTROCHIMICA (4)Testi 1-4 
1212. CINETICA CHIMICA (1h)Testi 1-4 
1313. CHIMICA INORGANICA (1h)Testi 1-4 


Verifica dell'apprendimento


MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO

La prova d’esame tende ad accertare il livello di conoscenza complessiva acquisita dal candidato, la sua capacità di affrontare criticamente gli argomenti studiati e di mettere in relazione le varie parti del programma. L’esame consiste in una prova scritta ed un esame orale. La prova scritta consiste nella risoluzione di 3 semplici problemi di stechiometria inerenti la nomenclatura, le reazioni chimiche, le trasformazioni dei gas e lo studio dei fenomeni chimici in soluzione acquosa e l'elettrochimica. Tale prova tende a verificare il possesso delle nozioni di base della disciplina. Il tempo a disposizione per tale prova sarà di 75 minuti. Si intenderà superata la prova scritta se lo studente avrà risolto esattamente almeno due esercizi su tre. Gli studenti durante l'esame scritto potranno usare libri, appunti, tabelle, calcolatrici e specifico materiale didattico ma non telefoni-cellulari.

Non sono previste prove in itinere.

La prova orale consisterà in domande relative alle varie parti del programma per accertare il livello di conoscenza complessiva acquisita dal candidato.
Criteri per l’attribuzione del voto finale:
Alla formulazione del voto finale concorreranno in egual misura la padronanza mostrata nelle argomentazioni qualitative e quantitative, la visione critica degli argomenti affrontati durante il corso e la capacità di mettere in correlazione le varie parti del programma. Alla fine si procederà al calcolo della media dei voti ottenuti nelle due prove, scritta ed orale, la quale costituirà il voto finale.

La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni lo dovessero richiedere.

DATE D'ESAME

Di norma, vengono fissati 8 appelli d’esame per ogni Anno Accademico; consultare il Calendario di Esami del Corso di Laurea Triennale in Fisica: http://www.dfa.unict.it/corsi/L-30/esami .

Le date d’esame si riferiscono ad entrambe le prove scritte ed orali.


ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

Formule di composti.
Modello atomico di Bohr/Rutherford.
Orbitali atomici. Numeri quantici.
Classificazione periodica degli elementi.
Configurazione elettronica degli elementi.
Proprietà periodiche.
Legame ionico.
Legame covalente.
Teoria V.S.E.P.R.
Orbitali ibridi e geometria molecolare.
Teoria degli orbitali molecolari.
Gas ideali.
Leggi dei gas ideali.
Diagramma di stato.
Unità di concentrazione.
Proprietà colligative.
Pressione osmotica.
Legge di azione di massa.
Fattori che influenzano l'equilibrio chimico.
pH.
Teorie acido-base.
Anfoliti. Idrolisi. Soluzioni tampone.
Celle galvaniche.
Equazione di Nernst.
Serie dei potenziali standard.
Elettrolisi.
Leggi di Faraday.




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