CHIMICA GENERALE E INORGANICA
a.a. 2014-2015
Insegnamento: Chimica Generale e Inorganica
Docente: Andreina Ricci
Settore Scientifico - Disciplinare: CHIM/03
CFU
ORE
10=8L+1E+1La 91=64+12+15
Obiettivi formativi: Padronanza del linguaggio chimico e delle conoscenze chimiche di base.
Fornire le conoscenze e formare le competenze per comprendere le proprietà e la reattività dei
composti inorganici. Acquisizione del metodo scientifico e delle conoscenze chimiche di base;
Propedeuticità: nessuna
Modalità di svolgimento: lezioni ed esercitazioni numeriche in aula, esperienze di laboratorio,
prove intercorso,
Modalità di accertamento del profitto: La verifica del livello di apprendimento consisterà in
una prova scritta che sarà effettuata alla fine del corso (o sarà eventualmente frazionata in due
prove di verifica scritte durante il semestre), e in un colloquio orale. Se l’esito delle prove di
verifica scritte risulterà superiore o pari alla sufficienza (15/30), si accederà ad un colloquio orale
che sarà tradotto in un voto per l’esame di Chimica.
Legenda: L= Lezioni, E= Esercitazioni, La= Attività di Laboratorio.
PROGRAMMA
CHIMICA - PROGRAMMA
- LA STRUTTURA DELLA MATERIA
- Stati di aggregazione della materia, Atomi ed elementi chimici. Molecole e composti chimici.
- Atomi e molecole. Teorie atomiche e leggi fondamentali della chimica. Peso atomico, peso molecolare,massa
isotopica. Mole e massa molare.
- La struttura atomica. Difetto di massa ed energia nucleare di legame. I modelli atomici. L’atomo di
idrogeno: livelli energetici, numeri quantici, orbitali atomici. Gli atomi polielettronici – Orbitali e livelli
energetici degli atomi polielettronici.
- Configurazione elettronica degli elementi. Energia di ionizzazione ed affinità elettronica. La tavola periodica.
Periodicità delle proprietà chimiche degli elementi.
- LEGAMI E STRUTTURE MOLECOLARI
- Il legame chimico. Legame ionico, covalente e di coordinazione. Teoria del legame di valenza.
Elettronegatività degli atomi e momento dipolare. Orbitali ibridi e risonanza. Orbitali ibridi nel
carbonio.Teoria degli orbitali molecolari. Orbitali molecolari di molecole omonucleari biatomiche.
Diamagnetismo e paramagnetismo.
- Strutture molecolari. Struttura elettronica e geometria di molecole semplici. Teoria della repulsione delle
coppie elettroniche dello strato di valenza (VSEPR). Numero di ossidazione. Nomenclatura sistematica di
composti inorganici (ossidi, idruri, idrossidi, ossoacidi, sali)
- Forze intermolecolari. Forze di Van der Waals. Legame idrogeno. Proprietà fisiche dei composti. Solubilità e
miscibilità.
- STATI DELLA MATERIA ED EQUILIBRI FISICI
- Stato gassoso. Il modello di gas ideale. I gas reali.
- Stato liquido. Proprietà dei liquidi. Tensione superficiale. Tensione di vapore. Viscosità.
- Stato solido. Proprietà dei solidi. Cella elementare e Reticolo. Solidi molecolari, covalenti e ionici. Metalli.
Allotropia e polimorfismo.
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SISTEMI A DUE O PIÙ COMPONENTI. soluzioni. Unità di Concentrazione. Proprietà colligative delle soluzioni:
La legge di Raoult, abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopico. Pressione osmotica.Dissociazione elettrolitica
Introduzione alla termochimica. Cenni di termodinamica classica. Spontaneità di una trasformazione ed
equilibrio chimico.
Equilibri Fisici. Cambiamenti di stato nei sistemi ad un componente.Evaporazione, tensione o pressione di
vapore di un liquido e la sua dipendenza dalla temperatura. Curve di raffreddadentoe di Riscaldamento.
Esempi di Diagrammi di stato. Principio di Le Chatelier.
REATTIVITA’ ED EQUILIBRI CHIMICI
Equilibri chimici. Reversibilità delle reazioni chimiche ed equilibrio chimico. Legge dell’equilibrio chimico.
Equilibrio chimico omogeneo in fase gassosa. Equilibrio chimico omogeneo in fase liquida. Equilibrio chimico
eterogeneo. Principio di Le Chatelier. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune.
Equilibri acido-base. Definizione di acidi e delle basi secondo Brønsted. Relazioni struttura-acidità.
Autoionizzazione dell’acqua. pH di acidi e basi forti, di acidi e basi mono e poliprotici. pH di soluzioni saline.
pH di Soluzioni tampone. pH di acidi e basi poliprotici Anfoliti. Punto isoelettrico. Indicatori. Titolazioni
acido-base. Definizione di acidi e basi secondo Lewis.
CINETICA CHIMICA velocità di reazione, legge cinetica, ordine di reazione legge cinetica integrata : reazioni di
primo ordine, t 1/2, Equazione di Arrhenius. Meccanismo di reazione, Energia di attivazione, e teoria delle
collisioni. Stato di transizione, complesso attivato, molecolarità della reazione. Catalisi.
Elettrochimica. Pile. Scala dei Potenziali normal idi riduzione.Elettrodo standard a idrogeno. Forza
elettromotrice delle pile. Potenziale standard e costante di equilibrio. Equazione di Nernst. Potenziali di
elettrodo e pH. Misura potenziometrica del pH.
Elettrolisi. Celle di elettrolisi, Sovratensione, Ordine di Scarica, aspetti quantitativi dell’elettrolisi: Legge di
FaradayLegge di Faraday
