Natura atomica e proprietà della materia.
Grandezze fisiche.
Mole, numero di Avogadro, molecole.
Nomenclatura chimica inorganica. Formule di struttura.
Teoria quantistica e struttura atomica.
Atomi, proprietà periodiche, tavola periodica.
Legame chimico: covalente, ionico, metallico.
Gas. Equazione dei gas ideali. Teoria cinetica dei gas.
Termodinamica chimica.
Equilibri che coinvolgono liquidi e solidi.
Proprietà colligative.
L'equilibrio chimico.
Ionizzazione dell'acqua e pH. Acidi e basi.
Chimica Generale
Consigliato: Bertini, Mani, Luchinat – Chimica, CEA
Altri:
-Sabatini Dei - Chimica generale ed inorganica, Idelson Gnocchi
- R. H. Petrucci – Chimica Generale, Piccin
Stechiometria
A scelta uno tra:
1) Stechiometria - Breschi e Massagli (ETS)
2) Stechiometria - Bertini Mani Luchinat (CEA)
3) Calcoli stechiometrici - Paolo Ferri (ETS)
Obiettivi Formativi
Gli obbiettivi formativi del Corso di Chimica Generale e di quello di Stechiometria sono di costruire le conoscenze di base della chimica con particolare attenzione alla struttura elettronica a livello atomico e molecolare come bussola verso la comprensione del concetto di equilibrio declinato su tutti gli aspetti della chimica trattati nel corso. Lo studente deve quindi acquisire il concetto di reattività delle sostanze e le leggi che lo regolano, così come comprendere le leggi di base chimiche e fisiche che spiegano il comportamento della materia inorganica. Lo studente dovrà essere in grado di applicare i concetti legati alla reattività ed all’equilibrio ai corsi successi del suo CdL che riguardino la Chimica Organica, così come i meccanismo di base della chimica biologica e di quella Farmacologica e Farmaceutica.
Prerequisiti
Conoscenza della matematica della scuola secondaria: proporzioni, risoluzione di equazioni di primo e secondo grado, risoluzione di sistemi di due equazioni con due incognite, operazioni con le potenze, logaritmi in base naturale e decimale ed operazioni con i logaritmi in base 10.
Metodi Didattici
Le lezioni frontali si svolgono mediante proiezioni di slide di guida e spiegazioni di approfondimento dei docenti. Le lezioni di chimica generale vengono alternate a quelle di stechiometria e ad esercitazioni in classe di esercizi di stechiometria, atte a fissare i concetti espressi durante le lezioni di chimica generale.
Le slide delle lezioni vengono messe a disposizione degli studenti, prima delle lezioni stesse, sulla piattaforma Moodle. La piattaforma viene altresì utilizzata come mezzo di comunicazione con gli studenti per quanto riguarda eventuali variazioni di orario, risultati prove in itinere, correzione compiti.
Altre Informazioni
Il ricevimento degli studenti da parte dei docenti avviene con disponibilità durante tutto l’anno, mediante richiesta orale o per e-mail.
Modalità di verifica apprendimento
L’esame è costituito da una parte scritta ed una orale, ed è unico per la parte di 6 crediti di Chimica Generale e per i 3 di quella di Stechiometria.
Durante il corso vengono organizzate 3 prove scritte in itinere, di verifica dell’apprendimento delle lezioni svolte fino a quel momento. Indicativamente a fine ottobre, fine novembre e prima di Natale o subito dopo. In ogni prova in itinere sono presenti sia esercizi di stechiometria sia domande aperte più dirette alla verifica dell’apprendimento dei concetti di Chimica Generale. In ogni prova lo studente ha a disposizione 30 punti. Se alla fine delle 3 prove lo studente ha accumulato un punteggio superiore o uguale a 54, viene ammesso direttamente all’esame orale al momento degli appelli ufficiale, a cui si deve presentare entro il settembre successivo alla fine del corso, pena la decadenza del bonus ottenuto. Se lo studente ha totalizzato un punteggio inferiore, deve sostenere una prova scritta prima di essere ammesso all’orale. La prova scritta è dello stesso tipo delle prove in itinere, solo che riguarda l’intero programma del corso e non una parte come quelle in itinere. Ogni anno vi sono 3 sessioni di esame con 6 appelli di esame nei periodi istituzionali (Gennaio/Febbraio – Giugno/Luglio – Settembre) ed uno o due straordinari, generalmente subito prima di Natale e subito dopo Pasqua. All’interno di una sessione di esame lo studente può sostenere lo scritto 2 volte. Uno studente che avesse passato la prova scritta ma non superasse quella orale, deve nuovamente superare la prova scritta per essere ammesso a quella orale.
Programma del corso
Classificazione chimica e natura atomica della materia. Proprietà della materia. Gli stati di aggregazione della materia. La classificazione chimica della materia. Definizione di fase. Sistemi omogenei ed eterogenei. Grandezze fisiche e unità di misura. Le leggi fondamentali delle combinazioni chimiche. Il concetto di mole ed il numero di Avogadro. Peso atomico. Le molecole. Peso molecolare. Nomenclatura chimica: Ossidi, idrossidi, acidi, sali. Formule brute e formule di struttura.
Teoria quantistica e struttura atomica. Quantizzazione dell'energia. La costante di Planck. L'effetto fotoelettrico. Spettro dell'atomo di idrogeno. Natura corpuscolare e ondulatoria della luce. Il fotone. Natura corpuscolare e ondulatoria dell'elettrone. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. Orbitali atomici. Numeri quantici principale, secondario, azimutale, e di spin.
Proprietà periodiche degli elementi. Gli atomi polielettronici e il principio dell'aufbau. La tavola periodica. Struttura elettronica degli atomi. Energie di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività. Proprietà periodiche di classi di sostanze. Ossidi: ossidi ionici, molecolari, covalenti polimeri. Proprietà acido-base degli ossidi. Idrossidi e ossoacidi. Criteri per stabilire la forza degli ossoacidi e degli idrossidi. Composti di coordinazione.
Il legame chimico. Il legame covalente. Sovrapposizione tra orbitali e formazione di legami. Simmetria della sovrapposizione tra orbitali. Legami sigma e pi. Molecole biatomiche omo- ed eteronucleari. Molecole poliatomiche. Il modello della repulsione delle coppie elettroniche. Significato delle formule chimiche. Risonanza. Orbitali ibridi. Relazioni struttura-proprietà. Polarità dei legami.
Il legame chimico e gli stati di aggregazione. Il legame ionico. I metalli. Solidi molecolari e liquidi: Forze di Van der Waals. Interazioni dipolo-dipolo. Il legame a ponte di idrogeno. Energie di legame. Energie dei legami covalenti, ionici, a ponte di idrogeno. Costante di Madelung. Tipi di reticolo ionico.
La materia allo stato gassoso. L'equazione di stato dei gas perfetti. Teoria cinetica dei gas. Temperatura ed energia cinetica media. Determinazione dei pesi molecolari allo stato gassoso. Legge delle pressioni parziali. Peso molecolare di sostanze gassose o facilmente gassificabile.
Termodinamica chimica. I tre principi della termodinamica. Energie in gioco nelle reazioni chimiche. Calore di reazione e legge di Hess. Entalpia di reazione. Entalpia standard di formazione. Entropia, energia libera e trasformazioni spontanee. Calore, energia e moti molecolari. Entropia e disordine. Criteri per valutare le variazioni di entropia in una trasformazione. Energia libera standard di formazione.
Equilibri che coinvolgono liquidi e solidi. Fusione, evaporazione e sublimazione. Tensione di vapore. Diagrammi di stato. Diagramma di stato dell'acqua, del biossido di carbonio, dello zolfo. Soluzioni e legge di Raoult. Proprietà colligative.
L'equilibrio chimico. Reazioni spontanee. Equilibrio, costante d'equilibrio. Energia libera standard. Equilibrio e velocità di reazione. Legge dell'azione di massa. Equilibri che coinvolgono gas, liquidi e solidi. Equilibri omogenei ed eterogenei. Costante di equilibrio in funzione delle pressioni parziali e delle frazioni molari. Fattori che influenzano l'equilibrio. Il principio di Le Chatelier.
Equilibri in soluzione. Contenuto delle soluzioni. Equilibri in soluzioni acquose. Ionizzazione dell'acqua e scala del pH. Acidi forti e acidi deboli. Basi forti e basi deboli. Teoria di Bronsted. Neutralizzazione e titolazioni acido base. Soluzioni tampone. Indicatori. Misura del pH con il metodo degli indicatori. Idrolisi. Dissociazione di acidi poliprotici. Acidi e basi secondo Lewis.