Chimica Generale e Lab. di Stechiometria
Anno Accademico : 2003/2004 I semestre
Frequenza : non obbligatoria CFU : 7
Il corso é tenuto da : dr. Labella Luca
Orario di ricevimento: Ogni Mercoledì dalle 17.00 alle 19.00
Luogo di ricevimento: Dipartimento di Chimica e Chimica Industriale, Via Risorgimento 35 Pisa
Testi consigliati :
Sacco, Pasquali Marchetti “Chimica Generale ed Inorganica” Casa Editrice Ambrosiana 1998
Giomini, Balestrieri, Giustini “Fondamenti di Stechiometria” EdiSES 1998
Obiettivi formativi : 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, le 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 :
Basi di stechiometria. Gli atomi e le molecole. La massa atomica e la massa molecolare. La mole.
Simboli e formule. Determinazione della formula minima. La formula molecolare.
Nomenclatura: ossidi, acidi e sali. Definizione di numero di ossidazione. Reazioni di
ossidoriduzioni. Concetto di equivalente.Bilanciamento di reazioni. Relazioni ponderali tra reagenti
e prodotti. Il reagente limitante. Processi non quantitativi e rese.
Natura elettrica dell'atomo. Numero atomico e numero di massa; isotopi.
Configurazione elettronica dell'atomo. Natura ondulatoria e corpuscolare degli elettroni.
Quantizzazione dell'energia. Numeri quantici. Livelli energetici. Definizione di orbitale; orbitali s,
p, d, ed f. Forma ed energia degli orbitali. Il sistema monoelettronico e quello multielettronico.
Riempimento degli orbitali. Principio di esclusione di Pauli. Orbitali degeneri; regola di Hund.
Energie relative degli orbitali. Configurazione elettronica di stato fondamentale degli elementi.
Relazione delle proprietà chimico fisiche degli elementi e la struttura elettronica. Elettroni del
guscio di valenza; carica efficace del nucleo. Proprietà periodiche: energia di ionizzazione, affinità
elettronica, volume atomico, ed elettronegatività.
Legame ionico. Energetica della formazione del legame ionico; energia reticolare. Fattori che
favoriscono la formazione del legame ionico.
Legame covalente. Teoria del legame di valenza (valence bond). Teoria di Lewis del legame; regola
dell'ottetto. Rappresentazione delle strutture delle molecole mediante la simbologia di Lewis; regole
generali. Ibridazione. Completamento dell'ottetto; doppietti di legame e doppietti liberi. Ibridi di
risonanza; strutture di risonanza. Effetto dei doppietti solitari: teoria VSEPR. Geometrie molecolari.
Legami multipli. Polarità del legame. Proprietà dei legami covalenti; lunghezza del legame ed
energia di legame. Angolo di legame e polarità della molecola. Eccezioni alla rego la dell'ottetto.
Espansione dell'ottetto; utilizzo degli orbitali d per gli elementi dal terzo periodo in poi.
Considerazioni sul legame chimico, la complessità molecolare: molecole e reticoli estesi.
Interazioni intermolecolari. Legame ad idrogeno. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici.
Lo stato gassoso. Le leggi dei gas. La pressione. La temperatura assoluta. Relazione tra pressione e
volume di un gas a temperatura costante. L'equazione di stato dei gas ideali. Costante universale R.
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.
L'equilibrio chimico. Concetto di equilibrio chimico. Costante di equilibrio. Equilibri in fase
gassosa: equilibri di dissociazione. Principio di Le Chatelier e sua applicazione pratica.
Definizione di soluzione. Concentrazione delle soluzioni. Miscelazione e diluizione delle soluzioni.
Equilibri in fase eterogenea. 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.
Equilibri in soluzione. Soluzioni acquose ed elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Non elettroliti.
Descrizione qualitativa del fenomeno della solubilità per elettroliti forti. L'equilibrio di
dissociazione 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 varie soluzioni. Grado di dissociazione per acidi e basi
deboli. Sali che danno idrolisi e il pH delle loro soluzioni. Le soluzioni tampone. 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.
Gli indicatori acido base e le loro caratteristiche.
Reazioni redox e elettrochimica. L'equazione di Nernst. Elettrodo standard ad idrogeno. Scala dei
potenziali di riduzione standard. Uso della tabella dei potenziali standard. Celle galvaniche. Pile a
concentrazione. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi dell'acqua. Elettrolisi di sali fusi.
Chimica inorganica descrittiva.
Caratteristiche generali e la Tabella Periodica. Metalli, non metalli e semimetalli. Elementi del 2°
periodo e del 3° periodo: confronto. Somiglianze e differenze del gruppo.
Proprietà degli elementi e composti di:
Idrogeno
I metalli alcalini e alcalino-terrosi
Boro e alluminio
Carbonio e silicio
Azoto e fosforo
Ossigeno e zolfo
Alogeni
Gas nobili
Cenni su proprietà generali dei metalli di transizione d e f.
Prove di verifica : 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.
Prerequisiti : per poter frequentare efficacemente il corso sono necessarie nozioni elementari di
matematica quali: risoluzione di una equazione algebrica; notazione esponenziale; proprietà del
logaritmo.
