B029320 - CHIMICA GENERALE E INORGANICA

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Classificazione chimica e natura atomica della materia. Teoria quantistica e struttura atomica. Proprietà periodiche.
Il legame chimico. Legame ionico, covalente e metallico.
Stati di aggregazione.
Le reazioni chimiche. I gas. Entropia, energia libera, trasformazioni spontanee. Equilibri chimici. Acidi, basi e calcolo del pH.
Solubilità e prodotto di solubilità. Equilibri di ossidoriduzione.
Celle elettrochimiche. Elettrolisi. Cinetica chimica. Stechiometria. Esperienze di laboratorio.

Qualunque edizione di uno dei seguenti testi:
Bertini-Mani-Luchinat "Chimica"
oppure
Atkinson-Jones "Fondamenti di Chimica generale"
oppure
M.S. Silberberg "Chimica"
oppure Kotz-Treichel-Townsend-Treichel:
Chimica-EdiSes
Per Stechiometria uno dei seguenti testi (qualunque edizione):
Breschi - Massagli "Stechiometria"
Ferri "Calcoli Stechiometrici"
Bertini-Mani-Luchinat "Stechiometria"

Il corso si prefigge l'obiettivo di fornire le conoscenze di base di chimica generale ed inorganica necessarie ad affrontare i corsi successivi dell’area chimica e chimico-farmaceutica.

Conoscenze matematiche di base, operazioni, logaritmi, notazioni esponenziali, equazioni di primo e secondo grado, sistema di equazioni lineari.

Lezioni frontali, esercitazioni di stechiometria, esercitazioni di laboratorio

Materiale didattico reperibile sulla piattaforma e-learning. Il ricevimento degli studenti da parte dei docenti avviene con disponibilità durante tutto l’anno, mediante richiesta orale o per e-mail.

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 (ammissione con 16/30) 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 per due volte, deve nuovamente superare la prova scritta per essere ammesso a quella orale.

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. L'equazione di Schrödinger. Funzioni d'onda e loro interpretazione. Le autofunzioni e gli autovalori dell'energia dell'atomo di idrogeno. Simmetria delle autofunzioni dell'atomo di idrogeno: s,p,d,f...Numero quantico principale, secondario, azimutale, 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. Il legame chimico. Interazioni tra due atomi di idrogeno e di elio. 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.
Le reazioni chimiche. Conservazione della massa. Calcoli stechiometrici. Bilanciamenti delle reazioni. Resa delle reazioni.
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. Soluzioni e legge di Raoult. Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore. Innalzamento della temperatura di ebollizione ed abbassamento della temperatura di fusione, pressione osmotica. Peso molecolare di sostanze non volatili.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. Idrossidi e ossoacidi. Criteri per stabilire la forza degli idracidi, ossoacidi e degli idrossidi. 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. Calcolo del pH. Costanti di stabilità e di instabilità. Equilibri coinvolgenti sali poco solubili. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Equilibri simultanei: effetto dell'acidità sulla solubilità.
Equilibri di ossido-riduzione. Celle elettrochimiche. La pila Daniell. Potenziali di elettrodo. Elettrodo standard a idrogeno. Uso dei potenziali standard per prevedere il senso spontaneo di una reazione redox. Equazione di Nernst. Forza elettromotrice di una cella, energia libera standard e costante di equilibrio. Elettrochimica. Elettrolisi.
Cenni di cinetica chimica. Velocità e meccanismi delle reazioni chimiche. Velocità di reazione. Ordine delle velocità di reazione. Reazioni del primo ordine. Stechiometria ed espressione di velocità. Energia di attivazione e diagramma di Arrenhius. Catalisi e catalizzatori.