CHIMICA GENERALE ED INORGANICA M - Z

CHIM/03 - 6 CFU - 1° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

LUCIA CRASCI'

Obiettivi formativi

Acquisizione delle conoscenze di base della struttura atomica, del legame chimico, delle proprietà chimico-fisiche delle soluzioni, delle principali reazioni chimiche, dell’equilibrio chimico e degli elementi termodinamici e cinetici che le caratterizzano; - conoscenza della nomenclatura dei composti inorganici ed è in grado di rappresentare la loro struttura geometrica; - bilanciamento le reazioni chimiche, sia redox che non, prevedendone la spontaneità. - calcolo la costante di equilibrio di una reazione chimica ed è in grado di prevederne la spontaneità e l’andamento in seguito alle variazioni di concentrazione, temperatura e pressione. - definizione un acido e una base secondo Arrhenius, Bronsted e Lewis ed è in grado di prevedere la forza di un acido, o di una base, a seconda della sua struttura molecolare. - calcolo del pH delle soluzioni in cui sono presenti singolarmente, o contemporaneamente, acidi, basi e sali. - descrizione le principali proprietà degli elementi rappresentativi dei gruppi sp, illustrarne i principali metodi di preparazione, elencare i principali composti illustrandone i metodi di preparazione.

Prerequisiti richiesti

Conoscenze di base di aritmetica algebra e geometria, quali operazioni con i numeri razionali (reali), soluzione di equazioni di 1° e 2° grado, equazioni della retta, nozioni basilari di fisica quali vettori, velocità, energia.

Frequenza lezioni

obbligatoria

Contenuti del corso

1) Introduzione - Le 4 forze fondamentali, materia ed energia, stati di aggregazione della materia*, sistemi omogenei ed eterogenei, il metodo scientifico, elementi*, composti* e miscele*.

2) Leggi ponderali - Legge di conservazione della massa di Lavosier*, legge delle proporzioni definite di Proust*, teoria atomica di Dalton, legge delle proporzioni multiple di Dalton*, legge di Avogadro*, generalità sull’atomo, numero atomico* e numero di massa*, isotopi*, difetto di massa, u.m.a.*, massa atomica*, massa molecolare*, mole*, formula minima*, formula molecolare*, formula di struttura, isomeri, percentuali in peso.

3) Struttura della materia - Modello atomico di Rutherford, modello atomico di Bohr e Sommerfield, numeri quantici*, interpretazione ondulatoria dell’atomo, orbitali atomici*, principio di Pauli*, regola di Hund*, principio di indeterminazione di Heisenberg, costruzione ideale degli atomi*.

4) Sistema periodico - Periodicità e configurazioni elettroniche*, potenziale di ionizzazione*, affinità elettronica*, elettronegatività*, dimensioni atomiche.

5) Legame chimico* - Energia di legame, legame ionico, legame covalente, legame dativo, legame idrogeno, strutture di Lewis, valenza, carica formale, teoria dell’orbitale di valenza, ibridizzazione, risonanza.

6) Nomenclatura chimica* - Elementi e loro rappresentazione, valenza e numero di ossidazione,reazioni chimiche, rappresentazioni e bilanciamento, reazioni red-ox e loro bilanciamento.

7) Termodinamica - Funzioni di stato*, primo principio*, legge di Hess, secondo principio*, entropia e disordine, energia libera*.

8) Lo stato gassoso - Pressioni parziali*, legge di Dalton*, legge dei gas ideali*, gas reali.

9) Lo stato liquido - Proprietà, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore*.

10) Passaggi di stato - Diagrammi di stato dell’H₂O* e della CO₂.

11) Soluzioni* - Molarità, normalità, frazione molare, molalità, percentuale in massa, densità, tensione di vapore, legge di Raoult, proprietà colligative, elettroliti, grado di dissociazione, coefficiente di Van’t Hoff.

12) Equilibrio chimico* - Legge di azione di massa, costante di equilibrio, relazione fra Kp e Kc, dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura, fattori che influenzano l’equilibrio, relazione fra la costante di equilibrio ed il grado di dissociazione.

13) Acidi e basi* - Definizione secondo Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis, forza di acidi e basi, costante di dissociazione, elettroliti anfoteri, prodotto ionico dell’acqua, calcoli di pH di acidi e basi (forti e deboli), indicatori di pH.

14) Idrolisi salina - Costante di idrolisi, pH di idrolisi*, soluzioni tampone*, titolazioni acido forte base forte*, titolazioni acido debole base forte*, prodotto di solubilità*, effetto dello ione a comune sulla solubilità.

15) Cenni di Elettrochimica - Pile chimiche, serie dei potenziali redox.

16) Cenni di cinetica chimica - Ordine e molecolarità di reazione, velocità di reazione.

17) Chimica Inorganica - Chimica degli elementi principali dal I° al VII° gruppo*, proprietà generali dei gruppi e dei periodi*, proprietà chimico-fisiche degli elementi principali e dei loro composti più importanti.

Testi di riferimento

Chimica Generale e Inorganica
1. Fondamenti di chimica P. Silvestroni, CEA
2. J.C. Kotz, P.M. Treichel, J.R. Townsed - Chimica
3. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale – Zanichelli
4. Appunti di Lezione
Chimica Inorganica
I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)
Stechiometria
1. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria Guida alla soluzione di problemi di chimica- Piccin
7. Esercitazioni a lezione

Programmazione del corso

	*	Argomenti	Riferimenti testi
1		Introduzione alla chimica, Materia e sue proprietà, Composti ed elementi, Leggi ponderali La legge di Avogadro	T.2: C.1, T.3 I fondament
2		Isotopi, u.m.a., Mole, Formule chimiche, Teoria atomica. Modello Rutherford	T.1: C.1 e 3, T2: Parte 1, T.3 I fondamenti
3		Modello di Bohr - Sommerfeld, Principio di Pauli, Principio di Hund,Numeri quantici	T.1: C.1, T.2: Parte 2, T.3 C.1
4		Principio di indeterminazione Heisenberg	T.1: C.1, T.2 Parte 2, T.3 C.1
5		Introduzione ai legami chimici, Il legame ionico, Il legame covalente secondo il metodo VB	T.1: C.2, T.2: C.2 e C.3, T.3 Parte 2
6	*	Legame dativo, Ibridizzazione ed esempi, Valenza e numero di ossidazione, Risonanza ed esempi	T.1: C.2, T.2: C.3, T.3 Parte 2
7		Legame di idrogeno ed esempi, Legami deboli (VdW, forze di London), Nomenclatura e reazioni chimiche (red-ox e non redox)	T.1: C.2 e C.3, T.2: C.3 I fondamenti
8		Termodinamica, funzioni di stato, variabili intensive ed estensive, primo principio, entalpia, legge di Hess Termodinamica, secondo principio, entropia, energia libera	T.1: C.4, T.2: C.3 e C.8, T.3: Parte 4
9		Lo stato gassoso, gas ideale, distribuzione di Boltzmann, legge di Dalton, legge dei gas Lo stato liquido, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore Soluzioni e determinazione della concentrazione	T.1: C.5 e 6, T.2: C.4 e 5, T.3: Parte 3
10		Passaggi di stato, diagrammi di stato, Legge di Raoult, Proprietà colligative, Grado di dissociazione, i Van’t Hoff	T.1: C.7 e C.8, T.2: C.9, T.3: Parte 3
11		Equilibrio chimico, legge dell’azione di massa, costante di equilibrio, dipendenza K da T, fattori che influenzano. Equilibri eterogenei (Legge di Clapeyron)	T.1: C.10 e 11, T.2: C.10, T.3: Parte 4
12		Equilibri ionici in soluzione, definizione di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted Lowry e Lewis	T.1: C.14, T.2:C.11, T.3: Parte 4

* Conoscenze minime irrinunciabili per il superamento dell'esame.

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

Gli studenti dovranno sostenere una prova scritta e avranno a disposizione 2 ore di tempo per svolgere 5 esercizi numerici. Il superamento della prova scritta (voto superiore o uguale a 18/30) è vincolante per l'accesso all'esame orale. La prova scritta sarà considerata valida per l'accesso alla prova orale fino all'appello successivo.

NB: per la prova scritta gli studenti dovranno presentarsi muniti di un valido documento di identità.
Durante la prova è possibile consultare la tavola periodica ma non è assolutamente ammesso l’uso del
cellulare, nemmeno in modalità di calcolo.

PROVE IN ITINERE

NON PREVISTE

PROVE DI FINE CORSO

L’esame finale consiste in una prova scritta, superata la quale si potrà accedere alla prova orale.

ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

1. 1. Scrivere i prodotti che si ottengono dalle seguenti reazioni e bilanciare:

Acido nitroso + idrossido di calcio → ……………………………..
Cloruro di sodio + acido solforico → ………………..……………..
Idrossido di alluminio + acido fosforico →…………………………
Acido bicromico + idrossido di potassio → ………………………..

2. Si utilizza come ossidante una soluzione contenente Cu(OH)₂, che ossida il glucosio C₆H₁₂O₆, dando un solido rossastro Cu₂O, secondo la seguente equazione:

Cu(OH)₂+ C₆H₁₂O₆→ Cu₂O + C₆H₁₂O₇ + H₂O

Determinare la quantità di glucosio che può essere ossidata da 0.0231 g di Cu(OH)₂.

3. E’ data una soluzione di H₂SO₄ al 53.6% in peso. Sapendo che la densità e 1.44 g/ml, calcolare la molarità, la molalità, le frazioni molari e le normalità relative ai processi acido-base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi e a processi di ossidazione in cui il prodotto di riduzione e SO₂.

4. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta da 35.8 mL di HCl concentrato (37% in peso, d = 1.190 g/ml) e acqua fino ad un volume finale di 1L_.

5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di NH₄Cl perchè il suo pH sia 4.682. Kb di NH₃ = 1.79 x 10^-5.

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