CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I M - Z

CHIM/03 - 8 CFU - 1° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

AURORE FRAIX
Email: fraix@unict.it
Edificio / Indirizzo: Viale Andrea Doria, 6, Edificio 2, terzo piano, stanza 5
Telefono: +39 095 738 4086 /095 738 5059
Orario ricevimento: Lunedì dalle 10:00 alle 12:00, previo appuntamento concordato per e-mail. E' possibile contattare il docente in orari diversi, previo appuntamento via e-mai.


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.

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.

 

Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA.


A garanzia di pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti interessati possono chiedere un colloquio personale in modo da programmare eventuali misure compensative e/o dispensative, in base agli obiettivi didattici ed alle specifiche esigenze. E' possibile rivolgersi anche al docente referente CInAP (Centro per l’integrazione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del nostro Dipartimento, Prof.ssa Teresa Musumeci."


Prerequisiti richiesti

Conoscenze di base di aritmetica e algebra, quali operazioni con i numeri razionali (reali), soluzione di equazioni di 1° e 2° grado, uso della funzione log. Uso della calcolatrice scientifica



Frequenza lezioni

Obbligatoria



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

Equilibrio chimico.

Chimica Inorganica



Testi di riferimento

Chimica Generale e Inorganica

1. A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, Fondamenti di Chimica, CEA

2. J.C. Kotz et al. - Chimica – EdiSES

3. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli

4. Fusi et al., -Chimica Generale ed Inorganica - Idelson-Gnocchi

5. Petrucci et al., -Chimica Generale- Piccin

6. Speranza et al. -Chimica Generale ed Inorganica- Edi-Ermes

7. M. Schiavello, L. Palmisano - Fondamenti di Chimica - EdiSES

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, (distribuzioneZanichelli)

 

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 scegliere quello che ritiene più adatto alla propria formazione. Eventuali testi non elencati, possono essere sottoposti al vaglio del docente.


Altro materiale didattico

Materiale pubblicato su Studium dal docente



Programmazione del corso

 ArgomentiRiferimenti testi
11 Presentazione del corso. - Notazione scientifica dei numeri. - Unità di misura e sistema internazionale. - Proprietà e classificazione della materia. - Leggi della combinazione chimica. - Equazioni ChimicheTesto 1: Cap. 1 
22 Teoria Atomica di Dalton. - Principio di Avogadro. - Regola di Cannizzaro. - Costituzione degli atomi. – Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. - Modelli atomici.Testo 1: Caps. 1 e 2 
33 Introduzione alla tavola periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrödinger. - EserciziTesto 1: Cap. 2 
44 Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronicaTesto 1: Cap. 2 
55 Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - EserciziTesto 1: Cap. 2 
66 Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - ElettronegativitàTesto 1: Cap. 3 
77 Geometria 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 
88 Diagrammi di correlazione molecole biatomiche omonucleari. - Legame dipolo-dipolo e dipolo indotto. - Legame idrogeno. - Numero di ossidazione (n.o.), - calcolo n.o. dalla formula di struttura Testo 1: Cap. 3Testo 1: Cap. 3 
99 Regole 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 
1010 Formule di struttura di vari composti inorganici. - Reazioni chimiche senza variazione del n.o. – Acido-base; Acido-ossido; Base-ossido; - Sale-sale - Reazioni chimiche con variazione del n.o. (redox). - Bilanciamento delle reazioni redox: - Metodo direttoTesto 1: Cap. 4 
1111 Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - eserciziTesto 1: Cap. 4 
1212 Stati 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: Cap. 5 - 6 - 7 
1313 Gas 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.Testo 1: Cap. 5 - 6 - 7 
1414 Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e NormalitàTesto 1: Cap. 8 
1515 Tensione di vapore Legge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebullioscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - AnomalieTesto 1: Cap. 8 
1616 Esercitazioni 
1717 Equilibrio 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 
1818 Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni.Testo 1: Cap. 12 
1919 Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Brönsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliproticheTesto 1: Cap. 12 
2020 Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - EserciziTesto 1: Cap. 12 
2121 Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi.Testo 1: Cap. 12 
2222 Esercitazioni 
2323 Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti.. Testo 1: Cap. 11 
2424 Esercitazioni 


Verifica dell'apprendimento


MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO

La verifica dell’apprendimento avverrà tramite una prova scritta.

La risoluzione di problemi permetterà allo studente di dimostrare la sua capacità di integrare diverse nozioni. Verrà valutato l’intero ragionamento, si chiederà dunque allo studente di dimostrare con chiarezza come ha svolto l’esercizio.

 

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


ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

X) Formula bruta carbonato di calcio;

a - Ca(H2CO3)2; b - Ca(H2CO3); c - Ca(HCO3)2; d - Ca(HCO3)

 

.

XX) 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).

a - 13.13 atm; b - 6.57 atm; c - 9.85 atm; d - 3.28 atm.

 

XXX. Bilanciare la seguente reazione:

KClO3 + S + H2O -> Cl2 + K2SO4 + H2SO4

 

XXXX. 500 mL soluzione tampone contiene 0,05 mol di un acido debole HA e 0,04 mol della sua base coniugata A-. Calcolare il pH di questa soluzione. (Ka= 10-4.8)




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