Chimica Generale e Laboratorio di Stechiometria
CFU lezioni 5 CFU Laboratorio 2
Frequenza facoltativa
Obiettivi formativi del corso
Scopo del corso è far comprendere i principi fondamentali della chimica e la loro applicazione a
problemi di carattere biologico.
Obiettivo del corso di laboratorio è l’applicazione del calcolo stechiometrico.
Syllabus
Gli argomenti trattati comprendono: basi di stechiometria, struttura elettronica dell’atomo, proprietà
periodiche degli elementi, il legame chimico, lo stato gassoso, l’equilibrio chimico. Tavola
Periodica. Gli argomenti che avranno particolare sviluppo sono quelli relativi alle proprietà delle
soluzioni acquose e agli equilibri che operano in tali soluzioni.
Programma dettagliato del corso
Struttura atomica della materia. Legge della conservazione delle masse in una trasformazione
chimica. La teoria atomica di Dalton. Ipotesi di Avogadro. Spettrometro di massa e isotopi.
Radiodatazione basata su 14 C e 40 K. Peso atomico relativo. Grammoatomo e grammomolecola.
Numero di Avogadro. Determinazione della formula minima. La formula molecolare.
Bilanciamento di reazioni. Relazioni ponderali tra reagenti e prodotti. Il reagente limitante. Processi
non quantitativi e rese.
Struttura dell'atomo. Radiazione elettromagnetica e spettri atomici. Quantizzazione dell'energia. Il
modello atomico di Bohr e la sua validità. Natura ondulatoria e corpuscolare degli elettroni.
Schrödinger, Heisenberg e la quantomeccanica. L’ atomo dal punto di vista quantomeccanico. Gli
orbitali atomici. Numeri quantici e significato fisico loro associato.Orbitali atomici per l’atomo di
idrogeno. Energie relative degli orbitali atomici. Principuio di Aufbau, principio di esclusione di
Pauli, regola di Hund. Configurazione elettronica di stato fondamentale degli elementi.Sistema
periodico degli elementi e struttura elettronica. Variazione dell’energia di ionizzazione, dell’affinità
elettronica, delle dimensioni di atomi e ioni nei periodi e nei gruppi.
Legame chimico. Legame ionico. Legame covalente. Teoria del legame di valenza (valence bond).
La molecola di idrogeno. Rappresentazione di Lewis per gli elettroni di valenza e i legami da questi
formati. Regola dell'ottetto e sue limitazioni. Geometrie molecolari dedotte dalla teoria delle
repulsioni (V.S.E.P.R.); orbitali ibridi, legami σ e π. Legami multipli delocalizzati e loro
rappresentazione mediante le formule limite della cosiddetta risonanza.. Legame covalente polare.
Elettronegatività. Definizione di numero (o stato) di ossidazione. Teoria degli orbitali molecolari.
Legame metallico. Le forze intermolecolari: interazioni dipolo-dipolo, legame ad idrogeno. Solidi
molecolari, ionici, covalenti e metallici.
Lo stato gassoso: quantità estensive ed intensive. Le leggi dei gas. Unità di misura della pressione.
Barometro di Torricelli.. Legge di Boyle e sue rappresentazioni grafiche. Legge di Charles e sua
rappresentazione grafica. La temperatura assoluta. L'equazione di stato dei gas ideali. Costante
universale R in unità diverse. Utilizzazione dell'equazione di stato dei gas per la determinazione
sperimentale delle masse molecolari delle sostanze gassose. Legge di Dalton delle pressioni
parziali. Miscele di gas: pressioni parziali, frazione molare. Dissociazione gassosa e peso
molecolare apparente.
L'equilibrio chimico. Concetto di equilibrio chimico e legge di azione di massa. Costante di
equilibrio. Equilibri in fase gassosa, Kc e Kp . Influenza della pressione sulla posizione di un
equilibrio in fase gassosa.
Principio di Le Chatelier e sua applicazione pratica.
Le soluzioni ideali. Soluto e solvente. Molarità, normalità, molalità, frazione molare e percentuale
in peso. Miscelazione e diluizione delle soluzioni.
Equilibri in fase eterogenea. Solubilità. Definizione di solubilità. Soluzione satura. Fattori che
influenzano la solubilità. Definizione di Kps. Sali poco solubili ed equilibri eterogenei implicati.
Solubilità di un sale poco solubile in presenza di un sale avente uno ione in comune. Precipitazione
selettiva.
Equilibri in soluzione. Soluzioni acquose e elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Non elettroliti.
Descrizione qualitativa del fenomeno della solubilità per elettroliti forti. L'equilibrio di
dissociazione eterolitica dell'acqua, Kw. Definizione di pH e di pOH e loro relazione. Gli acidi e le
basi: definizione di Arrhenius, di Bronsted-Lowry e di Lewis. Acidi e basi forti e deboli. Effetto
livellante dell'acqua. Reazioni di neutralizzazione acido-base. La concentrazione degli ioni H+ in
soluzione acquosa e il pH. Calcolo del pH in soluzioni di acidi o basi forti, acidi o basi deboli, sali
di acidi forti e basi deboli, sali di acidi deboli e basi forti. Grado di dissociazione per acidi e basi
deboli e sua variazione con la concentrazione. Le soluzioni tampone e loro proprietà. Le titolazioni
acido base: concetto e curve di titolazione per titolazione di a) acido forte con base forte, b) base
forte con acido forte, c) acido debole con base forte, d) base debole con acido forte. Stima del pH
con gli indicatori. Regola empirica per la forza degli ossiacidi.
Elettrochimica. Potenziale di elettrodo. Elementi galvanici (pile). L'equazione di Nernst e calcolo
della forza elettromtrice di una pila. Reazioni di ossido-riduzione e bilanciamento delle equazioni
che le rappresentano. Elettrodo standard ad idrogeno. Scala dei potenziali di riduzione standard.
Potenziali standard di riduzione e costanti di equilibrio per reazioni di ossido riduzione. Pile a
concentrazione. Determinazione potenziometrica del pH mediante elettrodo ad idrogeno.
Determinazione per via potenziometrica delle costanti di dissociazione di acidi e basi deboli e del
prodotto di solubilità per sali poco solubili. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi
dell'acqua. Elettrolisi di sali fusi. Prodotti dell’elettrolisi e calcolo del potenziale di decomposizione.
Chimica inorganica descrittiva.
Tabella Periodica. Metalli, non metalli e semimetalli. Elementi del 2° periodo e del 3° periodo:
confronto. Somiglianze e differenze del gruppo.
Prove di verifica dell’apprendimento
L’acquisizione dei CFU è tramite esame. L’esame consiste nel superamento di una prova (scritta e
orale) per Chimica generale ed Inorganica e il Laboratorio di Stechiometria. Sono previste prove in
itinere che possono sostituire l’esame scritto finale.
Argomenti da conoscere per poter frequentare efficacemente il corso
Nozioni elementari di matematica
Bibliografia
Oxtoby, Nachtrieb, Freeman, “Chimica”, EdiSES.
P. Silvestroni, “Fondamenti di Chimica”, Veschi.
R. Breschi, A. Massagli, “Stechiometria”, ETS
Dati del docente
Nome:Tiziana Funaioli
Dipartimento: Dipartimento di Chimica e Chimica Industriale
Telefono: 050-918223
E- mail:[email protected]
Orario di ricevimento: Mercoledì ore 16
Luogo di ricevimento: Dipartimento di Chimica e Chimica Industriale
