CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I M - Z

CHIM/03 - 8 CFU - 1° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

GIUSEPPE MARCELLO LOMBARDO

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.


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


Contenuti del corso

La materia - Elementi e composti*. Fenomeni chimici e fisici. Teoria atomica di Dalton. Le particelle sub-atomiche. Numero atomico e numero di massa*. Isotopi. Il modello atomico di Rutherford. Peso atomico e peso molecolare*. Il numero di Avogadro* e il concetto di mole*: grammoatomo e grammomolecola. Calcoli stechiometrici*.

Struttura atomica e sistema periodico degli elementi - Classificazione periodica degli elementi*. Modello atomico di Bohr e spettro dell'atomo d´idrogeno. Ipotesi di De Broglie. Principio d´indeterminazione di Heisenberg. Descrizione dell´atomo con la meccanica ondulatoria ed equazione di Schrödinger. Orbitali atomici*. Numeri quantici* Principio di Pauli* e regola di Hund*. Distribuzione degli elettroni negli atomi (principio di "aufbau")*. Raggi atomici, potenziale di ionizzazione ed affinità elettronica. Proprietà chimiche e fisiche degli elementi in relazione alla loro posizione nel sistema periodico*.

Il legame chimico - La valenza*. Energia di legame. Legame ionico*. Legame covalente*. Legame di coordinazione. Formule di struttura dei composti chimici*. Geometria molecolare e teoria VSEPR.Teoria del legame di valenza (VB)*. Orbitali ibridi*. Teoria dell´orbitale molecolare e sua applicazione ad alcune molecole semplici. Legame ad idrogeno* e van der Waals *. Forze intermolecolari. Legame metallico.

Nomenclatura e reazioni chimiche* - Numeri di ossidazione. Classificazione dei composti inorganici e sistematica: Idruri, ossidi, acidi, basi e sali. Significato delle equazioni chimiche. Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione. Bilanciamento.

Lo stato gassoso - Generalità. Gas ideali e reali. Relazioni fondamentali sui parametri che caratterizzano lo stato gassoso.Equazione di stato dei gas ideali*.

Gli stati condensati - Stato solido e stato liquido: caratteristiche generali. Regola delle fasi e grado di varianza. Diagramma di stato dell´acqua e dell´anidride carbonica*. Diagramma di stato dello zolfo. Soluzioni: vari modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni*. Le proprietà colligative*.

Equilibrio chimico - Equilibrio nei sistemi omogenei*. Grado di avanzamento, quoziente di reazione. Costante di equilibrio*. Legge di azione di massa*. Espressione della costante di equilibrio per diversi tipi di reazione. Reazioni omogenee in fase liquida e gassosa*. Equilibri eterogenei*. Spostamento dall´equilibrio e principio di Le Chatelier*. Variazioni di concentrazione, pressione e temperatura.

Equilibri ionici in soluzione acquosa* - Dissociazione elettrolitica. Acidi e basi secondo Arrhenius e Bronsted. Forza degli acidi e delle basi. Dissociazione dell´acqua, pH e pOH. Calcolo del pH di acidi e basi forti e deboli. Idrolisi. Soluzioni tampone. Elettroliti anfoteri. Solubilità.

Chimica Inorganica - Elementi dei blocchi s, p (Na, Mg, Ca, C, N, P, O, S, Cl)*. Proprietà generali di ciascun gruppo, principali metodi di preparazione degli elementi e loro chimismo, composti principali e metodi di preparazione.

N.b. con asterisco*, sono indicati gli argomenti minimi irrinunciabili per il superamento dell’esame


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

  1. D.H. Bandinelli - Chimica Inorganica – Piccin
  2. I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)

Stechiometria

  1. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria per la Chimica Generale- Piccin
  2. 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
1 Presentazione 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 
2 Teoria 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 
3 Introduzione alla tabelle periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr*. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrodinger. - EserciziTesto 1: Cap. 2 
4*Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronicaTesto 1: Cap. 2 
5*Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - EserciziTesto 1: Cap. 3 
6*Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - ElettronegativitàTesto 1: Cap. 3 
7*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 
8 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 strutturaTesto 1: Cap. 3 
9*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 
10*Formule 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 
11*Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - eserciziTesto 1: Cap. 4 
12 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: Caps. 5 - 6 - 7 
13 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. - Diagrammi di stato* di H2O e CO2Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 
14 Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e NormalitàTesto 1: Cap. 8 
15*Tensione 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 
16 Esercitazioni 
17*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 
18*Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni.Testo 1: Cap. 12 
19*Equilibri 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 
20*Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - EserciziTesto 1: Cap. 12 
21*Composti Anfoteri. - Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi.Testo 1: Cap. 12 
22 Esercitazioni 
23 Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti: Distillazione frazionata; Miscela azeotropicaTesto 1: Cap. 11 
24 Esercitazioni 
* 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

Test a risposta multipla.


PROVE IN ITINERE

Non previste


PROVE DI FINE CORSO

Non previste


ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

Configurazione elettronica degli elementi

Formule di struttura dei composti inorganici

Autoprotolisi dell’acqua e pH delle soluzioni

Equilibri in soluzione (acido, base, soluzioni tampone)

Proprietà colligative

Reazioni di ossido riduzione

Calcoli stechiometrici

Proprietà dei vari gruppi degli elementi significativi



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