CHIMICA GEN.ED INORGANICA

CHIM/03 - 8 CFU - 1° semestre

Docente titolare dell'insegnamento

ALESSANDRO D'URSO
Email: adurso@unict.it
Edificio / Indirizzo: Edificio 1, Cittadella Università, Viale A. Doria 6
Telefono: 095 7385071
Orario ricevimento: Lunedì, Martedì, Venerdì dalle 15:00 alle 16:00 e Mercoledì, Giovedì dalle 9:30 alle 12:00


Obiettivi formativi

Il corso si propone di fornire i fondamenti di Chimica Generale e Inorganica quale base culturale indispensabile per la comprensione degli insegnamenti cui essa è propedeutica. Il corso di Chimica Generale dovrà anche fornire allo studente un’idea del ruolo della chimica nella società e nella vita di tutti i giorni, con particolare riferimento alle problematiche di interesse naturalistico ed ambientale. Lo studente verrà introdotto alla nomenclatura chimica, alle formule di struttura dei principali composti inorganici, alla stechiometria chimica, al legame chimico, ai concetti fondamentali della termodinamica chimica, alle proprietà delle soluzioni e relativi equilibri chimici (con particolare attenzione agli equilibri acido-base e di precipitazione), ai concetti fondamentali di cinetica chimica ed all’elettrochimica.


Modalità di svolgimento dell'insegnamento

Oltre alle lezioni frontali che occuperanno la gran parte del corso, saranno dedicate delle ore alle esercitazioni numeriche con riferimento alla risoluzione di problemi su argomenti trattati durante le lezioni frontali.

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

Matematica di base, fisica di base, chimica di base



Frequenza lezioni

La frequenza alle lezioni è obligatoria. Verranno prese le presenze durante le lezioni frontali.



Contenuti del corso

PROGRAMMA DEL CORSO

1 - STRUTTURA DELL'ATOMO - Le particelle subatomiche: Elettrone, protone, neutrone - Numero atomico, numero di massa - Isotopi - Unità di massa atomica - Modello atomico di Bohr/Rutherford -Descrizione meccanico/ondulatoria dell'atomo - Orbitali atomici - Numeri quantici - Principio di esclusione del Pauli - Principio della massima molteplicità

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 - Leggi della stechiometria - Determinazione della formula di un composto – L'equazione chimica ed il suo bilanciamento - Identificazione delle reazioni di ossido-riduzione - Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione - Calcoli stechiometrici: rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche – Reagente limitante. Applicazioni numeriche

4 - LEGAME CHIMICO - Legame ionico - Legame covalente - Teoria del legame di valenza - Elettronegatività degli atomi e polarità dei legami - Numero di ossidazione - Legame dativo - Teoria V.S.E.P.R.: geometria molecolare -Orbitali ibridi - Risonanza - Legame chimico e formule di struttura dei composti inorganici più comuni.

5 - FORZE INTERMOLECOLARI - Forze di Van der Waals e di London- Legame ad idrogeno.

6 - STATO GASSOSO - Caratteristiche generali dello stato gassoso – Gas ideali o perfetti – Leggi dei gas ideali - Equazione di stato dei gas - Legge delle pressioni e dei volumi parziali - Diffusione dei gas - I Gas reali. Applicazioni numeriche.

7 - STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO - Cenni sulle caratteristiche dello stato solido in funzione del legame chimico - Caratteristiche dello stato liquido – Cambiamenti di stato - Tensione di Vapore - Diagramma di stato dell'acqua e dell’anidride carbonica- Principio dell'equilibrio mobile -.

8 – ELEMENTI DI TERMODINAMICA. Energia Interna - Entalpia - Legge di Hess – Entropia - Energia Libera – Ruolo della temperatura nella spontaneità delle reazioni chimiche.

9 - SOLUZIONI ACQUOSE - Tipi di soluzioni - Unità di concentrazione – Solubilità (con particolare riferimento alla solubilità dei composti ionici) - Legge di Henry - Proprietà colligative delle soluzioni: Abbassamento della tensione di vapore e Legge di Raoult - Crioscopia ed ebullioscopia - Osmosi e pressione osmotica – Soluzioni elettrolitiche. Proprietà colligative di elettroliti – Grado dissociazione. Applicazioni numeriche

10 – ELEMENTI DI CINETICA - Fattori che influenzano la velocità di reazione – Equazione cinetica ed ordine di reazione – Trattamento grafico delle reazioni di 1° ordine – Reazioni elementari: step limitante la velocità di reazione - Energia di attivazione - Catalizzatori

11 - L’EQUILIBRIO CHIMICO - L’equilibrio nei sistemi omogenei - Legge di azione di massa e costante di equilibrio - Fattori che influenzano l'equilibrio. - Equilibri ionici in soluzione acquosa - Dissociazione dell'acqua e pH –Teoria degli acidi e delle basi: Acidi e Basi di Arrhenius, Bronsted e Lewis – pH di soluzioni saline (idrolisi) - Soluzioni tampone - Calcolo di pH in soluzione di acidi, basi, sali e tamponi – Indicatori di pH. Applicazioni numeriche.

12 – ELETTROCHIMICA - Celle galvaniche - Equazione di Nernst - Serie dei potenziali standard e sua importanza - Elettrolisi - Leggi di Faraday.

13 – CENNI DI CHIMICA INORGANICA - Metalli e non metalli: generalità sulle proprietà chimiche e fisiche, stato naturale e rilevanza biologica. Caratteristiche generali di ciascun gruppo del sistema periodico.. Principali stati di ossidazione e composti di Idrogeno, Metalli alcalini e alcalino terrosi, Carbonio, Azoto, Fosforo, Ossigeno, Zolfo e Cloro.



Testi di riferimento

1. Kotz-Treichel-Townsend (ed edizioni precedenti) - CHIMICA - EdiSeS, Napoli

2. M. S. Silberberg - CHIMICA - McGRAW HILL

3. Atkins - PRINCIPI DI CHIMICA - Zanichelli

4. Petrucci - CHIMICA GENERALE - PICCIN

5. I Bertini, C. Luchinat, F. Mani - Stechiometria – CEA

6. G.A. Vaglio - Stechiometria - Piccin

Altri testi già in possesso degli studenti potranno essere utilizzati previa valutazione

del docente


Altro materiale didattico

Il docende fornirà il materiale didattico via studium.

Si precisa che le slides fornite dal docente non possono considerarsi in sostituzione di un libro di testo.



Programmazione del corso

 ArgomentiRiferimenti testi
1Atomi ed elementi Testo 1, 2, 3, 4 
2La teoria atomica e la struttura dell’atomo Testo 1, 2, 3 e 4 
3Proprietà periodiche Testo 1, 2, 3 e 4 
4Legame chimico inter e intramolecolare, geometrie molecolariTesto 1, 2, 3 e 4 
5Reazioni chimiche e stechiometriaTesto 1, 2, 3 e 4 
6Lo stato gassoso Testo 1, 2, 3 e 4 
7Entalpia, Entropia e Energia di Gibbs Testo 1, 2, 3 e 4 
8Le Forze intermolecolari e lo stato liquido Testo 1, 2, 3 e 4 
9Proprietà delle soluzioni Testo 1, 2, 3 e 4 
10Cinetica ChimicaTesto 1, 2, 3 e 4 
11Equilibrio Chimico Testo 1, 2, 3 e 4 
12Equilibrio acido-base Testo 1, 2, 3 e 4 
13Elettrochimica: Potenziali di riduzione, celle galvaniche ed elettrolisi Testo 1, 2, 3 e 4 
14Breve descrizione degli elementi dei gruppi principaliRiferimenti alla reattività degli elementi incontrati lungo lo svolgimento del corso, consultare il docente 
15Esercitazioni Testi 5 e 6 


Verifica dell'apprendimento


MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO

Nel corso dell'insegnamento saranno previste due prove in itinere. Gli studenti che superano la prima prova in itinere (prevista dopo circa il 50% del corso) potranno accedere alla seconda prova in itinere (prevista subito dopo l'ultima lezione frontale). Solamente coloro che superano con esito positivo entrambe le prove in itinere potranno accedere alla prova orale.

Per coloro che non superano le prove in itinere o non vi partecipano, l'esame consisterà di una prova scritta superata la quale si potrà accedere ad una prova orale.

Quindi la prova finale (prova scritta e prova orale) consiste in un esame scritto per accertare la conoscenza di tutti gli argomenti trattati durante il corso e di un colloquio orale dedicato alla discussione delle prove scritte oltre all’approfondimento degli argomenti chiave della chimica generale.

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


ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

Nomenclatura

Strutture di Lewis di molecole modello: diagrammi di energia, geometria molecolare secondo VSEPR e ibridizzazione atomo centrale

Calcoli stechiometrici

Esercizi su proprietà colligative

Calcolo pH in soluzioni saline e tampone: reattività acido-base

 

Bilanciamento reazioni redox

L’Equilibrio Chimico

Le soluzioni e le proprietà colligative

La tavola periodica

Configurazione elettronica degli elementi

L’energia di Gibbs




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