1001428 - CHIMICA GENERALE A - Z
Risultati di apprendimento attesi
1) Conoscenza e comprensione: L’insegnamento si propone di fornire agli studenti le conoscenze di base sulla Chimica Generale nonché la comprensione di tematiche ad essa connesse; 2) capacità di applicare conoscenza e comprensione: le conoscenze acquisite consentiranno agli studenti di affrontare e comprendere temi inerenti alla chimica; 3) autonomia di giudizio: l’insegnamento mira a fornire capacità critiche e di giudizio attraverso esercizi ed interpretazione dei risultati; 4) abilità comunicative: l’insegnamento mira ad ampliare le abilità comunicative degli studenti attraverso l’uso del linguaggio della chimica e 5) capacità di apprendimento: gli studenti verranno forniti di strumenti utili per proseguire autonomamente lo studio da cui trarre spunti di collegamento sviluppati nelle discipline degli altri insegnamenti 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, inoltre, alla docente referente CInAP (Centro per l’Inclusione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del nostro Dipartimento, prof. Anna De Angelis.
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
NON Obbligatoria come previsto dall’ordinamento didattico https://www.di3a.unict.it/corsi/l26-ristorazione/regolamenti
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 delle reazioni chimiche
Classificazione dei composti inorganici
Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione.
Stati di aggregazione
Termodinamica chimica.
Equilibrio chimico, omogeneo ed eterogeneo. Equilibri in soluzione, acido-base e di solubilità.
Elettrochimica.
Cinetica chimica.
Chimica Inorganica
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
10. D.H. Bandinelli - CHIMICA INORGANICA – Piccin
11. I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - CHIMICA INORGANICA - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli)
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 sciegliere quello che ritiene più adatto alla propria formazione. Eventuali testi non elencati, possono essere sottoposti al vaglio del docente.
Programmazione del corso
| Argomenti | Riferimenti 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. - Esercizi | Testo 1: Cap. 2 |
| 4 | Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronica | Testo 1: Cap. 2 |
| 5 | Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - Esercizi | Testo 1: Cap. 3 |
| 6 | Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - Elettronegatività | Testo 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 struttura | Testo 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 Chimica | Testo 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 diretto | Testo 1: Cap. 4 |
| 11 | Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - esercizi | Testo 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 gassose | Testo 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 CO2 | Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 |
| 14 | Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e Normalità | Testo 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. - Anomalie | Testo 1: Cap. 8 |
| 16 | Termodinamica: Variabili di stato, funzioni di stato, Processi spontanei e reversibili, Principii della termodinamica. - Legge di Hess - Energia libera di Gibbs | Testo 1: Cap. 9 |
| 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 poliprotiche | Testo 1: Cap. 12 |
| 20 | Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - Esercizi | Testo 1: Cap. 12 |
| 21 | Composti Anfoteri. - Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi. | Testo 1: Cap. 12 |
| 22 | Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti: Distillazione frazionata; Miscela azeotropica | Testo 1: Cap. 11 |
| 23 | Elettrochimica: Leggi di Faraday, elettrodo ad idrogeno, potenziali normali di riduzione, Equazione di Nerst. | Testo 1: Cap. 13 |
| 24 | Introduzione Cinetica Chimica. -Velocità di reazione: Influenza della concentrazione dei reagenti; Reazioni del primo e secondo ordine. | Testo 1: Cap. 14 |
Verifica dell'apprendimento
Modalità di verifica dell'apprendimento
Compito scritto a quiz con risposta multipla.
La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni lo dovessero richiedere.
La votazione segue il seguente schema:
Non idoneo
Conoscenza e comprensione argomento: Importanti carenze. Significative imprecisioni
Capacità di analisi e sintesi: Irrilevanti. Frequenti generalizzazioni. Incapacità di sintesi
Utilizzo di referenze: Completamente inappropriato
18-20
Conoscenza e comprensione argomento: A livello soglia. Imperfezioni evidenti
Capacità di analisi e sintesi: Capacità appena sufficienti
Utilizzo di referenze: Appena appropriato
21-23
Conoscenza e comprensione argomento: Conoscenza routinaria Capacità di analisi e sintesi: E’ in grado di analisi e sintesi corrette. Argomenta in modo logico e coerente
Utilizzo di referenze: Utilizza le referenze standard
24-26
Conoscenza e comprensione argomento: Conoscenza buona
Capacità di analisi e sintesi: Ha capacità di analisi e di sintesi buone. Gli argomenti sono espressi coerentemente
Utilizzo di referenze: Utilizza le referenze standard
27-29
Conoscenza e comprensione argomento: Conoscenza più che buona
Capacità di analisi e sintesi: Ha notevoli capacità di analisi e di sintesi
Utilizzo di referenze: Ha approfondito gli argomenti
30-30L
Conoscenza e comprensione argomento: Conoscenza ottima
Capacità di analisi e sintesi: Ha notevoli capacità di analisi e di sintesi.
Utilizzo di referenze: Importanti approfondimenti.
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
Per la reazione SO3 (g) = SO2 (g) + ½O2 (g), si mette a reagire 1.00 mole di anidride solforica in un volume di 2.00 litro. All’equilibrio si misurano 0.100 moli di ossigeno. determinatre la costante di equilibrio Kc.
Formula bruta e di struttura del carbonato di calcio;
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).
pH di una soluzione tampone costituita da acido acetico 0.1 M e acetato di sodio 0.05 M.
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