08/10/2010
Chimica Generale e Inorganica
1
Chimica Generale
Inorganica
Luigi Garlaschelli
Dipartimento di Chimica
Inorganica,
Metallorganica e
Analitica
Via G. Venezian 21
Recapiti
E-mail:
[email protected]
Tel 0250314410/4411
Periodo
15 Ottobre 2010
11 Febbraio 2011
Corsi di Laurea
Viticultura e Enologia
Scienze e Tecnologie
Agrarie
Produzione e Protezione
delle Piante e del Sistema
del Verde
Agrotecnologie per
l’Ambiente e il Territorio
Libro di Testo
• Chimica IV Edizione
J.C. Kotz, P.M. Treichel,
J.R. Townsend
Casa Editrice EdiSES
• Chimica Principi e Reazioni
Masterton Hurley
Piccin
• Stechiometria
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani
Casa Editrice CEA
Chimica Generale e Inorganica
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Argomenti
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Concetti alla base della chimica
Atomi, molecole, ioni
Reazioni chimiche
Stechiometria
I principi della reattività
Struttura degli atomi
Andamenti periodici
Il legame e la struttura
molecolare
Chimica Generale e Inorganica
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Argomenti
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Ibridazione
Il carbonio
I gas
Forze intermolecolari
Le soluzioni e il loro
comportamento
• Cinetica chimica
• Equilibri chimici
• Acidi e basi
Chimica Generale e Inorganica
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Argomenti
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Equilibri in fase gassosa
Entropia e energia
Elettrochimica
La chimica degli elementi
Chimica Generale e Inorganica
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Anno Accademico 2010-2011
CHIMICA GENERALE E INORGANICA
(docente: Luigi Garlaschelli)
(6 CFU)
Contenuti del Corso
N.B. Gli argomenti elencati di seguito vanno integrati con quelli riportati nell'accluso
programma di Calcoli Stechiometrici.
Gli argomenti trattati sono: Unità di misura delle grandezze fisiche. Elementi e composti.
Reazioni chimiche e correlazioni ponderali. Struttura atomica. Geometria delle molecole. Il
legame chimico. I gas. Termodinamica chimica. Soluzioni e proprietà colligative. Equilibri
chimici. Acidi e basi. Solubilità e prodotto di solubilità. Reazioni di ossido riduzione e celle
galvaniche. Elementi di chimica Inorganica che riguardano gli elementi rappresentativi e i
principali elementi di transizione.
Programma di Calcoli Stechiometrici
Gli esercizi relativi alla parte di programma di calcoli stechiometrici si basano sugli
esercizi svolti e proposti da risolvere che si trovano in ogni capitolo del libro di testo:
consigliato.
Gli argomenti trattati sono: Grandezze, dimensioni e sistemi di unità di misura. Atomo,
molecola, mole, determinazione del peso molecolare e del peso atomico, Composizione
percentuale formula minima. Proprietà degli elementi, formule e nomenclatura chimica.
Acidi e basi, reazioni acido-base. Ossidanti e riducenti, reazioni di ossido-riduzione. Lo
stato gassoso. Soluzioni e proprietà colligative. Rapporti ponderali e volumetrici nelle
reazioni chimiche. Termochimica. Termodinamica, entropia, energia libera e costante di
equilibrio. Equilibrio chimico in sistemi omogenei ed eterogenei. Equilibri di dissociazione
in sistemi omogenei: dissociazione gassosa e dissociazione elettrolitica. Equilibri in
soluzioni acquose diluite: pH e prodotto di solubilità. Elettrochimica: pile ed elettrolisi.
Un programma dettagliato per le persone che non seguono il libro
di testo consigliato è il seguente
N.B. Gli argomenti elencati di seguito vanno integrati con quelli riportati nell'accluso
programma di Calcoli Stechiometrici.
Introduzione: concetti fondamentali. - Le misure e il sistema metrico (lunghezza,
volume, massa, densità, e temperatura); l'incertezza delle misure (calcolo con le
grandezze misurate); l'analisi dimensionale.
Atomi, molecole, e ioni. - Gli stati di aggregazione della materia; elementi, composti e
miscele (sostanze pure, elementi, composti, definizione di fase); teoria atomica; struttura
dell'atomo (raggi catodici ed elettroni, radioattività, Rutherford e l'atomo nucleare, moderne
vedute in fatto di struttura atomica); tavola periodica nelle sue linee essenziali; molecole e
ioni; nomenclatura dei composti inorganici (composti ionici, acidi, composti molecolari).
Stechiometria. - Legge della conservazione della massa; equazioni chimiche; reazioni
chimiche (combustione in ambiente ossigenato, acidi, basi, neutralizzazione, reazioni di
precipitazione); pesi atomici, molecolari, unità di massa atomica, mole; numero di
Avogadro.
Relazioni energetiche: il primo principio della termodinamica. - La termodinamica
(scopi e limiti); natura dell'energia; trasformazioni chimiche a pressione costante: funzione
di stato entalpia; calore di formazione.
Strutture atomiche degli atomi: concetti fondamentali. - Energia radiante; teoria
quantistica (righe spettrali); il modello dell'atomo di idrogeno secondo Bohr; principio di
indeterminazione; descrizione quantomeccanica dell'atomo; rappresentazione degli orbitali
(gli orbitali s, p, e d).
Struttura elettronica: periodicità. - Gli orbitali negli atomi multielettronici; spin elettronico
ed il principio di esclusione di Pauli; tavola periodica e configurazioni elettroniche
(configurazione elettronica degli elementi, come ricavare la configurazione elettronica dalla
tavola periodica); stratificazione elettronica negli atomi; energia di ionizzazione
(andamento periodico della energia di ionizzazione); affinità elettronica; dimensione degli
atomi; metalli dei gruppi 1 e 2 (elementi del gruppo alcalino-terroso); confronto fra i gruppi
A e B.
Legame chimico. - Simboli di Lewis e regola dell'ottetto; legame ionico (aspetti energetici
della formazione dei legami ionici: struttura cristallina; dimensione degli ioni; legame
covalente (legami multipli); rappresentazione delle strutture di Lewis; forme risonanti;
eccezioni alla regola dell'ottetto; forza dei legami covalenti (energie di legame e reazioni
chimiche); polarità dei legami; elettronegatività; numero di ossidazione (numero di
ossidazione e nomenclatura, reazioni di ossidoriduzione); ossidi binari (ossidi ionici e
covalenti, ossidi basici, acidi e anfoteri).
Struttura delle molecole ed orbitali molecolari. - Teoria della repulsione fra coppie
elettroniche dello strato di valenza (modello VSEPR); orbitali ibridi e la forma delle
molecole; ibridizzazione nelle molecole contenenti legami multipli (orbitali sigma e
pigreca); orbitali molecolari; orbitali delocalizzati; la struttura degli elementi non metallici. Il
legame nei metalli.
Gas. - Proprietà dei gas; pressione; leggi dei gas; equazione dei gas ideali; legge delle
pressioni parziali di Dalton.
Liquidi, solidi e forze intermolecolari. - Equilibri di fase (il H nelle transizioni di stato);
proprietà dei liquidi (tensione di vapore, punto di ebollizione); temperatura e pressione
critica; forze attrattive intermolecolari (interazioni ione-dipolo, interazione ione-dipolo
indotto, interazioni dipolo-dipolo, forze di dispersione di London, legame ad idrogeno);
solidi (legame nei solidi, reticoli cristallini).
Soluzioni. - Modi di esprimere la concentrazione; processo di dissoluzione; fattori che
influiscono sulla solubilità (solubilità e struttura molecolare, influenza della temperatura
sulla solubilità); soluzioni elettrolitiche; proprietà colligative (legge di Raoult, soluzioni
ideali, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, osmosi). Le reazioni in
soluzione acquosa.
Equilibrio chimico. - Processo Haber, legge dell'azione di massa e costante di equilibrio
(unità di misura delle concentrazioni ed espressione della costante di equilibrio); equilibri
eterogenei; uso della costante di equilibrio (quoziente di reazione e previsione del verso di
svolgimento delle reazioni, calcolo delle concentrazioni all'equilibrio); fattori che
condizionano l'equilibrio: principio di Le Chatelier (modificazione delle concentrazioni dei
reagenti o dei prodotti, effetto dei mutamenti di pressione e di volume, effetti dei
mutamenti di temperatura); relazione fra equilibrio chimico e cinetica chimica; effetto del
catalizzatore.
Equilibri in soluzione acquosa: acidi e basi. - Acqua e soluzioni acide (natura del
protone idrato); teoria degli acidi e delle basi secondo: a) Arrhenius, b) Broensted-Lowry c)
Lewis; ionizzazione dell'acqua e la scala del pH; acidi e basi forti; acidi deboli (monoprotici
e poliprotici); basi deboli (le ammine e gli anioni degli acidi deboli); correlazione fra le
costanti di dissociazione acida e basica di un sistema acido-base coniugato; proprietà
delle soluzioni saline (dissociazione elettrolitica ed eventuale idrolisi acida o basica);
acidità, basicità, e struttura chimica (influenza della polarità e dell'energia dei legami,
idrossidi ed ossiacidi); teoria degli acidi e delle basi di Lewis (idratazione ed eventuale
idrolisi di ioni metallici); effetto dello ione comune (ioni in comune negli equilibri acidobase); soluzioni tampone (comportamento di una soluzione tampone all'aggiunta di un
acido o di una base); Termodinamica chimica. - Sistemi isolati, chiusi ed aperti.
Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Processi spontanei: entalpia ed entropia
(processi spontanei e variazione entropica dell'universo, secondo principio della
termodinamica); interpretazione molecolare dell'entropia: definizione statistica di
Boltzmann; terzo principio della termodinamica; calcolo delle variazioni di entropia;
funzione energia libera di Gibbs (calcolo del G, funzione di Gibbs e temperatura);
funzione di Gibbs, quoziente di reazione e costante di equilibrio; variazione di K con la
temperatura; energia libera e lavoro utile.
Elettrochimica. - Reazioni di ossidoriduzione (semireazioni, bilanciamento delle equazioni
redox col metodo delle semireazioni); celle voltaiche e loro schematizzazione; forza
elettromotrice (potenziali elettrodici standard, agenti ossidanti e riducenti); spontaneità dei
processi redox e forza elettromotrice (forza elettromotrice e variazione della funzione di
Gibbs, forza elettromotrice e costante di equilibrio, forza elettromotrice e concentrazione:
equazione di Nernst per la cella e per ciascun semielemento); accumulatori al piombo;
elettrolisi e celle elettrolitiche (elettrolisi delle soluzioni acquose, elettrolisi con elettrodi
attivi); aspetti quantitativi dell'elettrolisi; il lavoro elettrico.
Chimica inorganica descrittiva. - Tavola periodica: blocchi s, p, d, f. Gruppi e periodi.
Variazioni delle proprietà periodiche lungo i gruppi e i periodi: potenziale di ionizzazione,
affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico, raggi ionici, raggi covalenti; cenno
ai raggi di Van der Waals. Variazioni delle proprietà degli ossidi: ossidi acidi, anfoteri,
basici. Ossidi di uno stesso elemento in diversi stati di ossidazione: variazione delle
proprietà acido-base. Idruri ionici, covalenti, interstiziali. Differenze di comportamento
chimico tra C e Si, N e P, O e S. Principali stati di ossidazione e composti degli elementi
dei blocchi s e p, dei metalli della I serie di transizione e di Ag, Au, Cd e Hg. Segno della
tensione normale di riduzione dei metalli. Principali acidi ossidanti e non ossidanti.
Comportamento anfotero di alluminio e stagno metallici: dissoluzione in acidi e basi.
Durezza delle acque. Cenno alle strutture dei silicati. Alcuni processi della chimica
inorganica esemplificativi di principi fondamentali della chimica generale: sintesi
dell'ammoniaca, di NO e dell'acido nitrico, preparazione catalitica dell'acido solforico,
raffinazione elettrolitica del rame, processo Bayer di preparazione dell'alluminio metallico
da minerali bauxitici, preparazione elettrolitica dei metalli alcalini e del fluoro, dissoluzione
dell'oro metallico in acqua regia, e in cianuri alcalini in presenza di ossigeno.
Programma di Calcoli Stechiometrici.
Misura delle grandezze. Fattori di conversione tra unità di misura. Calcolo dimensionale.
Unità di massa atomica. Numero di Avogadro. Mole. Mole di atomi, di molecole, di
formule. Peso atomico, peso molecolare, peso formula. Peso molare.
Significatività delle misure. Cifre significative. Arrotondamento. Errore assoluto, relativo,
percentuale. Conversioni tra numero di grammi, numero di moli, numero di atomi o
molecole o formule.
Formule chimiche. Rapporti in peso tra gli elementi che compaiono in una formula. Calcolo
della composizione in peso data una formula; calcolo della formula minima data la
composizione in peso. Calcolo di pesi atomici.
Rapporti in moli e in peso nelle reazioni chimiche. Equazioni chimiche bilanciate:
coefficienti stechiometrici, rapporto stechiometrico dei reagenti, reagenti in difetto e in
eccesso, agente limitante. Rendimento (o resa) di reazione, frazionario e percentuale.
Conservazione della massa. Calcolo della composizione di una miscela dopo reazione
noto il rendimento; calcolo del rendimento nota la composizione dopo reazione.
Numeri di ossidazione. Calcolo del numero di ossidazione di un elemento in un composto.
Bilanciamento delle equazioni chimiche noti i reagenti e i prodotti. Bilanciamento delle
equazioni chimiche di ossido-riduzione in soluzione acquosa, note le forme ossidate e
ridotte, con il metodo delle semireazioni.
L'equazione di stato dei gas perfetti. Trasformazioni di stato. Densità di sostanze gassose.
Calcolo di pesi molecolari di sostanze gassose. Reazioni chimiche con reagenti e/o
prodotti gassosi. Miscugli gassosi a comportamento ideale: frazioni molari, pressioni
parziali. Conversioni tra percentuali in peso e percentuali in volume/moli/pressione.
Numero di equivalenza per le reazioni di ossido-riduzione e per le reazioni acido base.
Le soluzioni. Modi per esprimere la composizione: percentuale in peso, frazione molare,
molalità, grammi/litro, molarità.
Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni diluite di soluti non volatili:
abbassamento della tensione di vapore, crioscopia, ebullioscopia, pressione osmotica.
Influenza della eventuale dissociazione del soluto. Calcolo di pesi molecolari.
Determinazione di formule molecolari, noti la formula minima e il peso molecolare.
L'equilibrio chimico. Equilibri in fase gassosa: Kp, Kc. Calcolo delle diverse costanti noti la
composizione all'equilibrio e i parametri di stato. Calcolo della composizione di equilibrio
noti una K e i parametri di stato. Calcolo di parametri di stato noti una K e la composizione
di equilibrio. Variazioni della composizione di equilibrio per sollecitazioni dall'esterno.
Equilibri eterogenei gas-solido: calcoli come sopra.
Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Prodotto ionico dell'acqua. Soluzioni neutre,
acide e basiche. pH e pOH. Calcoli relativi a soluzioni per le quali il contributo della
dissociazione dell'acqua all'acidità o alla basicità sia trascurabile, nell'ambito della
seguente casistica: 1) acidi forti e basi forti; 2) un acido debole (inclusa la forma
esclusivamente acida degli acidi poliprotici) o una base debole (inclusa la forma
esclusivamente basica degli anioni degli acidi poliprotici); 3) soluzioni tampone; 4) un sale
che dà idrolisi acida o un sale che dà idrolisi basica; 5) miscele di più soluzioni
stechiometricamente riconducibili ad uno dei casi classificati ai punti 1-4.
Grado di dissociazione: definizione e applicazioni ai casi degli equilibri gassosi e degli
equilibri in soluzione acquosa. Influenza sulle proprietà colligative.
Elettrochimica. - Potenziali elettrodici di riduzione. Scala elettrochimica. Equazione di
Nernst. Calcolo della tensione attuale di un semielemento. Calcolo della forza
elettromotrice di una pila. Calcolo di costanti di equilibrio di reazioni di ossido-riduzione
note le tensioni normali dei semielementi.
Termodinamica chimica. Calcolo di G° di reazione. Relazione tra G° e costante di
equilibrio fissata la temperatura.
Materiale Didattico
• Molto materiale didattico è disponibile
all’indirizzo
www.cima.unimi.it
• Personale, Professori e Ricercatori,
Garlaschelli, Materiale didattico
• Altro materiale di carattere generale è
reperibile
• www.minerva.unito.it
• www.itchiavari.org/chimica
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Chimica Generale e Inorganica
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Modalità d’esame
• Esame scritto orale alla fine del
corso
• Appelli successivi durante le
interruzioni delle lezioni
• Iscrizioni ai terminali SIFA
• Non ci sono vincoli
Chimica Generale e Inorganica
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Raccomandazioni
• Arrivare puntuali alla lezione
• Spegnere i cellulari
• Prestare attenzione alla
lezione
• Rimanere in silenzio; ci sono
durante la lezione dei
momenti di pausa
• Chi disturba sarà allontanato
dall’aula
Chimica Generale e Inorganica
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Raccomandazioni
• E’ possibile chiedere
spiegazioni durante lo
svolgimento della lezione
• E’ auspicabile che questo
avvenga alla fine della
spiegazione
• Questo perché a
spiegazione avvenuta i
dubbi potrebbero essere
spariti
Chimica Generale e Inorganica
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Raccomandazioni
• Chiedendo chiarimenti
durante la spiegazione si
interrompe il discorso che
diventa difficile riprendere
• Il colloquio col docente
viene incoraggiato
• Il docente e i tutor sono
sempre a vostra
disposizione per qualsiasi
chiarimento inerente al
corso
Chimica Generale e Inorganica
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Raccomandazioni
• Nessuno deve pensare
che queste
raccomandazioni
servano a scoraggiare lo
studente
• Tutta l’attività del corpo
docente è finalizzata a
farvi laureare nel periodo
di tre anni
Chimica Generale e Inorganica
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Raccomandazioni
• Queste raccomandazioni
servono affinché voi
possiate sfruttare al meglio
tutto il supporto didattico
che la Facoltà di Agraria
attraverso il suo corpo
docente mette a vostra
disposizione
Chimica Generale e Inorganica
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Tutor
• I tutor forniscono agli
studenti chiarimenti e
spiegazioni inerenti ad
argomenti svolti dal
docente.
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