CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I E LABORATORIO A - L

Obiettivi formativi

• MODULO 1

  Acquisizione di importanti concetti di chimica generale, inorganica, stechiometria e cenni di organica. Il corso è organizzato in modo da fornire una buona conoscenza della chimica di base (inorganica e stechiometria) ed è suddiviso in una parte teorica ed una parte costituita da esercitazioni volte alla soluzione di problemi di chimica. Il fine del corso è quello di acquisire capacità di ragionamento per affrontare lo studio di fenomeni chimici con metodi analitici e numerici.

• MODULO 2

  Il modulo 2 dell'’insegnamento riguarda lo svolgimento di esercizi in aula, fornisce agli studenti le nozioni fondamentali sulla sicurezza in laboratorio ed permetterà loro di effettuare reazioni chimiche inerenti il corso di Chimica Generale ed Inorganica I. Alla luce delle informazioni avute nel primo modulo di tale insegnamento, gli studenti potranno razionalizzare i processi chimici in fase gassosa o in soluzione acquosa effettuati sperimentalmente. La frequenza al laboratorio è obbligatoria e tutte le volte gli studenti presenti firmeranno un apposito foglio firme. Alla fine di ogni esperimento di laboratorio, lo studente dovrà redigere una relazione e consegnarla al docente. Tutte le relazioni di laboratorio, vistate dal docente, vanno presentate durante l’esame finale.

Modalità di svolgimento dell'insegnamento

• MODULO 1

  Lezioni frontali, esercizi ed esercitazioni in aula.

• MODULO 2

  Lezioni frontali, esercitazioni in aula ed esperimenti sulle reazioni chimiche in laboratorio.

Prerequisiti richiesti

• MODULO 1

  Grandezze, dimensioni e unità di misura; I concetti base della chimica, i simboli chimici e la nomenclatura chimica.

• MODULO 2

  Conoscenze sui seguenti argomenti:

  Configurazione elettronica degli elementi.
  Formule di composti.
  Leggi dei gas ideali.
  Unità di misura della concentrazione.
  Proprietà colligative.
  Pressione osmotica.
  Legge di azione di massa.
  Fattori che influenzano l'equilibrio chimico.
  pH.
  Teorie acido-base.
  Anfoliti. Idrolisi. Soluzioni tampone.
  Celle galvaniche.
  Equazione di Nernst.
  Elettrolisi.
  Leggi di Faraday.

Frequenza lezioni

• MODULO 1

  Gli studenti sono invitati a frequentare tutte le lezioni e tutte le esercitazioni.

• MODULO 2

  La frequenza al laboratorio è obbligatoria e tutte le volte gli studenti presenti firmeranno un apposito foglio firme.

Contenuti del corso

• MODULO 1

  Corso “zero” sulla nomenclatura.

  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 - Il principio di aufbau.

  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 - 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. - Orbitali ibridi e geometria molecolare - Risonanza - Legame chimico e formule di struttura dei composti inorganici più comuni. Teoria degli orbitali molecolari. Legame metallico e cenni di teoria delle bande.

  4 - FORZE INTERMOLECOLARI

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

  5 – ELEMENTI DI TERMODINAMICA.

  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 - STECHIOMETRIA

  Il concetto di mole - Leggi della stechiometria - Determinazione della formula di un composto – L'equazione chimica ed il suo bilanciamento - Reazioni di ossido-riduzione - Calcoli stechiometrici: rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche. Applicazioni numeriche.

  8 - STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO

  Caratteristiche dello stato solido in funzione del legame chimico - Caratteristiche dello stato liquido – Cambiamenti di stato. Diagramma di stato dell'acqua e dell’anidride carbonica- Principio dell'equilibrio mobile.

  9 - SOLUZIONI ACQUOSE

  Unità di concentrazione - Solubilità - Legge di Henry - Proprietà colligative delle soluzioni : Tensione di vapore e Legge di Raoult - Crioscopia ed ebullioscopia - Osmosi e pressione osmotica – Soluzioni elettrolitiche. Proprietà colligative di elettroliti – Grado e fattore di dissociazione. Applicazioni numeriche.

  10 - 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 - Anfoliti – Idrolisi - Soluzioni tampone - Calcolo di pH in soluzione di acidi, basi, sali e tamponi - Reazioni acido- base e stechiometria delle soluzioni – Equilibri eterogenei - Prodotto di solubilità. Applicazioni numeriche.

  11 - ELETTROCHIMICA

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

  12 – ELEMENTI DI CINETICA

  13 – CHIMICA INORGANICA

  Metalli e non metalli: generalità sulle proprietà chimiche e fisiche. Caratteristiche generali di ciascun gruppo del sistema periodico. Metalli alcalini e alcalino terrosi. Principali stati di ossidazione e composti di Idrogeno, Ossigeno, Carbonio, Azoto, Fosforo, Zolfo e Cloro. Elementi di transizione: generalità. Composti di coordinazione. Leganti. Numero di coordinazione e geometria. Nomenclatura. Cenni sulle teorie del legame chimico nei composti di coordinazione.

• MODULO 2

  Esperienze in laboratorio sui seguenti argomenti:

  Spettroscopia e saggi alla fiamma

  Preparazione dell’ossido rameico

  Preparazione dell’ossido rameoso

  TITOLAZIONI ACIDO-BASE

  Costruzione di una Pila ed Elettrolisi dell'acqua

  Misura del volume di 1 mole di idrogeno gassoso

Testi di riferimento

• MODULO 1

  I testi 1-4 sono equivalenti e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.
  I testi di esercizi 5-7 sono equivalenti e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.

  1. KOTZ, TREICHEL, TOWNSEND Chimica V edizione - EdiSES
  2. ATKINS, JONES, Principi di Chimica – Zanichelli
  3. PETRUCCI, HERRING, MADURA, BISSONNETTE, Chimica Generale - Piccin
  4. EBBING, Chimica Generale - Editoriale Grasso
  5. NOBILE, MASTRORILLI, Vol.1 e 2, Esercizi di Chimica - Ambrosiana
  6. GIOMINI, BALESTRIERI, GIUSTINI, Fondamenti di Stechiometria – EdiSES
  7. P.MICHELIN LAUSAROT, G.A. VAGLIO, Fondamenti di Stechiometria - Piccin

• MODULO 2

  -NOBILE, MASTRORILLI, Vol.1 e 2, Esercizi di Chimica - Ambrosiana

  -GIOMINI, BALESTRIERI, GIUSTINI, Fondamenti di Stechiometria – EdiSES

  -P.MICHELIN LAUSAROT, G.A. VAGLIO, Fondamenti di Stechiometria - Piccin

  - Materiale didattico delle lezioni

Programmazione del corso

Verifica dell'apprendimento

Modalità di verifica dell'apprendimento

• MODULO 1

  L’esame consiste in una prova scritta ed un esame orale entrambe le quali concorrono alla determinazione del voto finale. La prova scritta consiste nella risoluzione di problemi tramite calcoli stechiometrici inerenti la nomenclatura, le reazioni chimiche, le trasformazioni dei gas e lo studio dei fenomeni chimici in soluzione acquosa. La prova orale riguarderà gli argomenti trattati a lezione e presenti nel programma del corso. L'esame é unico per entrambi i moduli. Non ci sono prove in itinere né prove di fine corso.

• MODULO 2

  L’esame consiste in una prova scritta ed un esame orale entrambe le quali concorrono alla determinazione del voto finale. La prova scritta consiste nella risoluzione di problemi tramite calcoli stechiometrici inerenti la nomenclatura, le reazioni chimiche, le trasformazioni dei gas e lo studio dei fenomeni chimici in soluzione acquosa. La prova orale riguarderà gli argomenti trattati a lezione e presenti nel programma del corso. L'esame é unico per entrambi i moduli. Non ci sono prove in itinere né prove di fine corso.

Esempi di domande e/o esercizi frequenti

• MODULO 1

  Formule di composti.
  Modello atomico di Bohr/Rutherford.
  Orbitali atomici. Numeri quantici.
  Classificazione periodica degli elementi.
  Configurazione elettronica degli elementi.
  Proprietà periodiche.
  Legame ionico.
  Legame covalente.
  Teoria V.S.E.P.R.
  Orbitali ibridi e geometria molecolare.
  Teoria degli orbitali molecolari.
  Gas ideali.
  Leggi dei gas ideali.
  Diagramma di stato.
  Unità di concentrazione.
  Proprietà colligative.
  Pressione osmotica.
  Legge di azione di massa.
  Fattori che influenzano l'equilibrio chimico.
  pH.
  Teorie acido-base.
  Anfoliti. Idrolisi. Soluzioni tampone.
  Celle galvaniche.
  Equazione di Nernst.
  Serie dei potenziali standard.
  Elettrolisi.
  Leggi di Faraday.

• MODULO 2

  Formule di composti.
  Modello atomico di Bohr/Rutherford.
  Orbitali atomici. Numeri quantici.
  Classificazione periodica degli elementi.
  Configurazione elettronica degli elementi.
  Proprietà periodiche.
  Legame ionico.
  Legame covalente.
  Teoria V.S.E.P.R.
  Orbitali ibridi e geometria molecolare.
  Teoria degli orbitali molecolari.
  Gas ideali.
  Leggi dei gas ideali.
  Diagramma di stato.
  Unità di concentrazione.
  Proprietà colligative.
  Pressione osmotica.
  Legge di azione di massa.
  Fattori che influenzano l'equilibrio chimico.
  pH.
  Teorie acido-base.
  Anfoliti. Idrolisi. Soluzioni tampone.
  Celle galvaniche.
  Equazione di Nernst.
  Serie dei potenziali standard.
  Elettrolisi.
  Leggi di Faraday.