Corso di Laurea/Laurea Magistrale: BTC-L
Nome del corso: Chimica generale e stechiometria
Responsabile del Corso
Piero Leoni
Altri docenti
-
Numero CFU e tipologia
9 CFU – Lezioni ed esercitazioni numeriche
Obiettivo formativo
generale del corso
Scopo del corso è far comprendere i principi fondamentali della chimica
generale e le loro applicazioni alla soluzione di esercizi numerici
Elenco degli argomenti
trattati
Cenni storici. Teoria Atomica di Dalton. Tabella Periodica. Atomi, Isotopi, Masse
Atomiche, Difetto di Massa. Elementi, Composti, Miscele. Concetto di Mole
(definizione, conversione mole/grammi) e Numero di Avogadro.
Primi studi sulla struttura dell’atomo. Modello atomico di Bohr. Principio di
Indeterminazione, Dualismo onda-corpuscolo. Equazione di Schroedinger:
numeri quantici, orbitali atomici. Principio di Esclusione di Pauli. Energie degli
orbitali. Aufbau. Configurazione elettronica di stato fondamentale, completa ed
esterna. Proprietà magnetiche degli atomi. Relazione tra configurazione
elettronica e posizione nella tavola periodica. Proprietà periodiche (Carica
Nucleare efficace, raggio atomico, affinità elettronica, energia di ionizzazione,
elettronegatività).
Nomenclatura dei composti inorganici. Composizione percentuale. Formule
chimiche (bruta e molecolare). Equazioni chimiche (bilanciamento, resa,
reagente limitante). Unità di concentrazione. Stechiometria.
Legame chimico. Legame covalente. Modello di Lewis, formule di Lewis,
polarizzazione del legame, numero di ossidazione, carica formale, geometria
molecolare secondo la teoria VSEPR. Teoria del legame di valenza, legami e ,
orbitali ibridi. Descrizione del legame in NH3, CH4, C2H4, C2H2, CO2, C6H6.
Relazione tra struttura/proprietà e ibridazione negli allotropi del carbonio.
Teoria degli Orbitali Molecolari e applicazioni a semplici molecole biatomiche
omonucleari. Solidi Covalenti. Legame ionico: Contributi energetici importanti
nella formazione del legame ionico. Strutture Cristalline, Numero di
Coordinazione. Energia reticolare, Costante di Madelung, Proprietà dei solidi
ionici. Legame metallico, Modello a gas elettronico. Teoria delle Bande.
Strutture e Proprietà dei metalli. Interazioni intermolecolari: Forze ione-dipolo e
dipolo-dipolo. Legame a idrogeno. Interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto.
Influenza delle Interazioni Intermolecolari sulle Temperature di Fusione o di
Ebollizione di elementi e composti chimici
Stati di Aggregazione - Passaggi di Stato - Tensione di Vapore - Evaporazione ed
Ebollizione- Tensione Superficiale- Proprietà dei Gas - Leggi dei Gas Ideali (di
Boyle, di Avogadro, di Charles e di Gay-Lussac) - Scala Kelvin delle Temperature Legge di Stato dei Gas Ideali - Legge di Dalton, Gas Reali - Fattore di
Comprimibilità, Equazione di van der Waals
Introduzione alla termochimica: Calore e Temperatura - Capacità Termica Termodinamica - Primo Principio - Energia interna - Entalpia - Termochimica Reazioni Endotermiche - Reazioni Esotermiche - Stati Standard - Entalpie di
Formazione - Entalpie di reazione - Legge di Lavoisier-Laplace - Legge di Hess
Spontaneità di un Processo Chimico o Fisico - Entropia – 2° Principio della
Termodinamica - G - Variazioni di Energia Libera in una Reazione Chimica, nella
Fusione del Ghiaccio, nella Dissoluzione di un Solido Ionico.
Soluzioni Solide, Liquide o Gassose - Solubilità - Densità - Modi per Esprimere la
Concentrazione: Molarità, Formalità, Molalità, Normalità, Frazione Molare,
Percento in Peso/Volume/Moli, ppm, ppb - Conversioni - Diluizione Mescolamento - Elettroliti e non-elettroliti - Relazioni Struttura/Solubilità Proprietà Colligative - Abbassamento della Tensione di Vapore - Innalzamento
Ebullioscopico - Abbassamento Crioscopico. Osmosi - Pressione Osmotica di
Soluzioni di non-elettroliti - Pressione Osmotica di Soluzioni di Elettroliti Forti Osmolarità - Solubilità dei Gas e Influenza della Pressione e della Temperatura Colloidi - Effetto Tyndall
L’equilibrio chimico. Costante di equilibrio Quoziente di reazione - Relazione tra
Kc e Kp - Equilibri in Fase Gassosa e in Sistemi Eterogenei - Principio di Le
Chatelier: Effetto delle Variazioni di P/V, delle Concentrazioni di
Reagenti/Prodotti o della Temperatura. Relazione tra energia libera di Gibbs e
costante di equilibrio - Equazione di van't Hoff.
Acidi e Basi secondo Arrhenius, Bronsted-Lowry o Lewis - Coppie Coniugate
Acido-Base - Anfoterismo dell'acqua e dell'ammoniaca - Prodotto Ionico
dell'acqua - Ione Idronio e Ione Ossidrile - pH - Acidi e Basi Forti - Acidi e Basi
Deboli - Costante di Dissociazione Acida - Costante di Dissociazione Basica Relazione tra Ka e Kb di una Coppia Coniugata Acido-Base. Relazioni tra Struttura
Chimica e Forza Acida - Acidi Poliprotici - Sostanze Anfotere e/o Anfiprotiche Acidità dei Cationi Idratati - Effetto della Polarità del Solvente sull'Acidità. Idrolisi
dei sali - Sali Neutri - Sali Acidi - Sali Basici - Costante di Idrolisi. Titolazioni AcidoBase - Curve di Titolazione - Punto Equivalente - Indicatori di pH - Titolazione
Acido Forte-Base Forte - Titolazione Acido Debole-Base Forte - Punto di
Semiequivalenza - Scelta dell'Indicatore. Composizione e Funzionamento di
Soluzioni Tampone - Equazione di Henderson-Hasselbach - Potere Tamponante.
Tampone Bicarbonato/CO2 nel Sangue
Equilibri di solubilità - Il Prodotto di Solubilità - Relazione tra Struttura Chimica e
Solubilità di un Sale - Relazione tra Kps e Solubilità. Effetto dello Ione Comune Reazioni di Precipitazione - Il Prodotto Ionico. Metodi per aumentare la solubilità
di un sale poco solubile. Effetto del pH - Precipitazione Frazionata - Formazione
di Complessi.
Elettrochimica. Pila Daniell. Reazione di Cella - Catodo e Anodo - Funzione del
Ponte Salino - Elettrodi Inerti - Elettrodi a Gas - Elettrodo a Idrogeno - Notazione
Convenzionale - Forza Elettromotrice - Costante di Faraday - Potenziali Standard
di Elettrodo- Tabella dei Potenziali Standard di Riduzione. Potere Ossidante e
Potere Riducente - Potenziali Standard di Cella - Relazione tra Energia Libera e
Potenziale Elettrochimico - Relazione tra Potenziale Standard e Costante di
Equilibrio - Equazione di Nernst - Pile a Concentrazione - Misure di pH per via
Elettrochimica - Determinazione del Valore della Kps di Sali poco Solubili per via
Elettrochimica.
Cinetica Chimica: Relazione tra Concentrazione e Velocità di Reazione Equazione Cinetica - Costante di velocità - Ordine di Reazione - Equazione
Cinetica Integrata per Reazioni di Ordine Zero, del Primo Ordine o del Secondo
Ordine - Determinazione Sperimentale dell'Ordine di reazione - Tempi di
Dimezzamento. Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura Equazione di Arrhenius - Meccanismi di Reazione – Catalizzatori, Enzimi.
Sistematica dei gruppi 1,2 e 13-18 della Tabella Periodica
Testi consigliati
a scelta dello studente si consiglia uno dei seguenti testi:
Anna M. Manotti-Lanfredi, Antonio Tiripicchio Fondamenti di Chimica. Seconda
Edizione. Casa Editrice Ambrosiana
Oppure: Peter W. Atkins, Loretta Jones Principi di Chimica. Seconda Edizione.
Zanichelli
J. Kotz, P. Treichel Jr., R. F. Weaver Chimica Terza Edizione Edises
Whitten, Davis, Peck, Stanley Chimica Generale Settima Edizione Piccin Nuova
Libraria
Illustrazione di eventuali
attività di laboratorio
e/o esercitazioni
Esercizi numerici sui seguenti argomenti: Formula minima, formula molecolare,
isotopi, mole, concentrazione delle soluzioni, diluizione, mescolamento, formule
di Lewis, Bilanciamento equazioni chimiche, relazioni ponderali nelle reazioni
chimiche, proprietà colligative, leggi dei gas, termodinamica, equilibri in fase
gassosa, equilibri acido-base, equilibri di solubilità, elettrochimica.
Modalità di svolgimento
delle prove d’esame
Esame scritto e orale.
Propedeuticità
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Conoscenze richieste
Nozioni di Matematica elementare, frazioni, potenze, logaritmi. Algebra,
equazioni di 1° e 2° grado.
