Programma del corso di Chimica Generale ed Inorganica con Laboratorio
(modulo I)
Corso di Laurea in Scienza dei Materiali
Anno accademico 2013/2014
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici.
Proprietà dell'atomo. Struttura nucleare ed isotopi. Massa atomica. Mole. Massa molare. Bilanciamento
delle reazioni chimiche. Formula minima di un composto. Unità di concentrazione. Problemi di
diluizione. Nomenclatura dei principali composti inorganici.
La struttura dell'atomo. Primi modelli. Spettri atomici. Principi di meccanica quantistica: natura
ondulatoria dell'elettrone, relazione di De Broglie, principio di indeterminazione. L’atomo di idrogeno.
L'equazione d'onda di Schrödinger. Numeri quantici ed orbitali atomici. Rappresentazioni grafiche degli
orbitali atomici. Atomi polielettronici. Livelli energetici, spin elettronico e principio di esclusione di
Pauli. Principio di Aufbau.. Regola di Hund. Configurazione elettronica degli atomi. Relazione tra
configurazioni elettroniche degli elementi e struttura della Tavola Periodica. Proprietà periodiche degli
elementi: potenziale di ionizzazione, affinità elettronica. Descrizione delle caratteristiche degli elementi.
Il legame chimico: Legame ionico, covalente e metallico. Molecole poliatomiche. Teoria della
repulsione tra coppie di elettroni (VSEPR). Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Legami
delocalizzati e risonanza. Geometria molecolare (CO , CO2, BeH2, BF3 , CH4 , NH3 , H2O, NO3-, PH3 ,
PCl5, SF6, CO3-2 SO2 , SO3 , SiO4-, SO4-2 , PO4-3, ClO4- , C2H4, C2H2). Momento dipolare. Legami
intermolecolari: I legami di Van der Waals tra atomi e molecole. Il legame idrogeno La struttura
dell'acqua liquida e solida.
Stati della materia: Lo stato gassoso: Pressione gassosa e sua misura. Legge dei gas ideali. Miscele di
gas e pressioni parziali. Lo stato liquido. Lo stato solido. Proprieta' generali di fasi condensate dovute a
legami di tipo ionico, covalente, metallico, molecolare.
Termodinamica: energia ed unità di misura, calore, lavoro. Primo principio della termodinamica.
Entalpia e variazione di entalpia. Definizione dello stato standard Calore di reazione ed entalpia di
reazione. Equazioni termochimiche. Legge di Hess. Termodinamica ed equilibrio: Entropia e secondo
principio della termodinamica. Entropie standard e terzo principio della termodinamica. Energia libera
di Gibbs e spontaneità. Relazione tra energia libera e costanti di equilibrio. Spostamento dell'equilibrio:
principio di Le Chatelier. Effetto della temperatura sull'equilibrio: equazione di Van't Hoff.
Equilibri in fase gassosa. Dissociazione termica. Equilibri eterogenei.
Le soluzioni: Tipi di soluzioni. Solubilità e fattori che la influenzano. Concentrazione e sue unità.
Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Forza di acidi e basi. Teoria di Brönsted: coppie coniugate
acido-base Equilibrio di dissociazione dell'H2O. Definizione di pH. Reazioni di neutralizzazione.
Idrolisi salina. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Indicatori. Cenni sugli equilibri di acidi
poliprotici. Struttura molecolare e forza degli acidi.
Equilibri di solubilità: prodotto di solubilità, effetto dello ione a comune. Precipitazione.
Reazioni di ossidoriduzione: numeri di ossidazione, bilanciamento di reazioni di ossidoriduzione.
Elettrochimica: Lavoro elettrico da reazioni di ossidoriduzione. Pile e loro forza elettromotrice.
Potenziali normali e loro significato. Equazione di Nernst. Tipi comuni di elettrodi. Pile a
concentrazione. Elettrolisi: elettrolisi di sali fusi, elettrolisi di soluzioni. Cenni sulla sovratensione.
Legge di Faraday.
Cambiamenti di stato: Transizioni di fase. Equilibri tra fasi nei sistemi ad un componente. Equilibrio
liquido-vapore, tensione di vapore. Punto di ebollizione. Diagrammi di stato dell’H2O e di CO2. Effetti
della presenza di un soluto sulle proprieta' termodinamiche di una sostanza pura. Legge di Raoult e
soluzioni ideali. Miscele di liquidi totalmente miscibili. Equilibri liquido-vapore.
Le proprietà colligative: abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, osmosi.
ESERCITAZIONI DI LABORATORIO
1) Reazione del Mg con acido cloridrico. Misura della pressione di idrogeno sviluppato e
verifica della stechiometria di reazione.
2) Misura calorimetrica dell'entalpia di neutralizzazione di un acido forte con una base forte.
3) Titolazioni acido forte–base forte con indicatore e con il metodo potenziometrico.
4) Titolazioni acido debole–base forte con indicatore e con il metodo potenziometrico.
5) Celle elettrochimiche. Costruzione di pile formate dai semi-elementi Ag+/Ag, Cu+2/Cu,
Zn+2/Zn , verifica della legge di Nernst.
6) Celle di elettrolisi. Elettrolisi di soluzioni acquose di NaCl e determinazione del numero di
Avogadro.
