CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I A - L
Anno accademico 2020/2021 - 1° annoCrediti: 8
SSD: CHIM/03 - Chimica generale e inorganica
Organizzazione didattica: 200 ore d'impegno totale, 139 di studio individuale, 49 di lezione frontale, 12 di esercitazione
Semestre: 1°
Obiettivi formativi
Scopo del corso è quello di fornire allo studente le basi generali della chimica nonché la comprensione di tematiche ad essa connesse e sviluppati in altri corsi del Corso di Laurea
Modalità di svolgimento dell'insegnamento
Lezioni ed esercitazioni in aula.
Qualora l'insegnamento venisse impartito in modalità mista o a distanza potranno essere introdotte le necessarie variazioni rispetto a quanto dichiarato in precedenza, al fine di rispettare il programma previsto e riportato nel syllabus.
Prerequisiti richiesti
Conoscenze di base di aritmetica e algebra, quali operazioni con i numeri razionali (reali) e soluzione di equazioni di 1° e 2° grado.
Frequenza lezioni
Obbligatoria
Contenuti del corso
La materia e il sistema periodico degli elementi
Proprietà chimiche e fisiche degli elementi
Il legame chimico
Nomenclatura e reazioni chimiche
Numeri di ossidazione.
Bilanciamento
Classificazione dei composti inorganici
Reazioni acido-base, di scambio e di ossido-riduzione.
Stati di aggregazione
Equilibrio chimico .
Chimica Inorganica
Testi di riferimento
Chimica Generale e Inorganica
1. A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, Fondamenti di Chimica, CEA
2. Fusi et al., -Chimica Generale ed Inorganica - Idelson-Gnocchi
3. Petrucci et al., -Chimica Generale- Piccin
4. Speranza et al. -Chimica Generale ed Inorganica- Edi-Ermes
5. M. Schiavello, L. Palmisano - Fondamenti di Chimica - EdiSES
6. J.C. Kotz et al. - Chimica - EdiSES
7. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli
8. R. Chang - Fondamenti di Chimica Generale - Mc Graw Hill
9. Nivaldo J. Tro - Chimica – EdiSES
Chimica Inorganica
10. D.H. Bandinelli - Chimica Inorganica – Piccin
11. I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzioneZanichelli)
Stechiometria
12. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria per la Chimica Generale- Piccin
13. P. Giannoccaro, S. Doronzo -Elementi di Stechiometria- Edises
N.B.: Anche se le lezioni si basano su 1 o 2 testi per ogni sezione, si fa presente che tutti i testi sopra elencati sono ugualmente validi e lo studente è libero di sciegliere quello che ritiene più adatto alla propria formazione. Eventuali testi non elencati, possono essere sottoposti al vaglio del docente.
Programmazione del corso
| Argomenti | Riferimenti testi | |
|---|---|---|
| 1 | Presentazione del corso. - Notazione scientifica dei numeri. - Unità di misura e sistema internazionale*. - Proprietà e classificazione della materia*. - Leggi della combinazione chimica*. - Equazioni Chimiche* | Testo 1: Cap. 1 |
| 2 | Teoria Atomica di Dalton. - Principio di Avogadro. - Regola di Cannizzaro. - Costituzione degli atomi. – Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. - Modelli atomici. | Testo 1: Caps. 1 e 2 |
| 3 | Introduzione alla tavola periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr*. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrodinger. - Esercizi | Testo 1: Cap. 2 |
| 4 | Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronica | Testo 1: Cap. 2 |
| 5 | Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - Esercizi | Testo 1: Cap. 3 |
| 6 | Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - Elettronegatività | Testo 1: Cap. 3 |
| 7 | Geometria molecolare VSEPR; - Introduzione al legame di valenza (VB). - Descrizione di N2, H2O; CH4, C2H2 e C2H4 con la teoria VB; Limiti della teoria VB; - Teoria Orbitale Molecolare (MO). | Testo 1: Cap. 3 |
| 8 | Diagrammi di correlazione molecole biatomiche omonucleari. - Legame dipolo-dipolo e dipolo indotto. - Legame idrogeno. - Numero di ossidazione (n.o.), - calcolo n.o. dalla formula di struttura | Testo 1: Cap. 3 |
| 9 | Regole per la determinazione dei n.o. nei vari composti. - Nomenclatura composti binari (IUPAC e non). –Nomenclatura composti ternari - idrossidi ed acidi. Nomenclatura dei Sali e degli ioni. Sistematica Chimica | Testo 1: Cap. 4 |
| 10 | Formule di struttura di vari composti inorganici. - Reazioni chimiche senza variazione del n.o. - Acidobase; Acido-ossido; Base-ossido; - Sale-sale - Reazioni chimiche con variazione del n.o. (redox). - Bilanciamento delle reazioni redox: - Metodo diretto | Testo 1: Cap. 4 |
| 11 | Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - esercizi | Testo 1: Cap. 4 |
| 12 | Stati di aggregazione della materia - Stato Solido: Amorfi e cristalli e proprietà. - Reticoli cristallini e celle elementari. - Stato gassoso: proprietà; - Equazione di stato dei gas ideali*. - Miscele gassose | Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 |
| 13 | Gas reali; equazione di van der Waals; Applicazione della legge dei gas perfetti; - Stato Liquido: Proprietà, evaporazione e tensione di vapore. Ebollizione, - sublimazione, fusione e solidificazione. | Testo 1: Caps. 5 - 6 - 7 |
| 14 | Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e Normalità | Testo 1: Cap. 8 |
| 15 | Tensione di vapoLegge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebulloscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - Anomalie | Testo 1: Cap. 8 |
| 16 | Esercitazioni | |
| 17 | Equilibrio Chimico: Omogeneo ed eterogeneo. - Costante di Equilibrio. - Principio dell'equilibrio mobile. - Dipendenza della costante di equilibrio dalla Temperatura. - Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. | Testo 1: Cap. 10 e Testo 3 Cap. 15 |
| 18 | Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni. | Testo 1: Cap. 12 |
| 19 | Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Bronsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliprotiche | Testo 1: Cap. 12 |
| 20 | Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - Esercizi | Testo 1: Cap. 12 |
| 21 | Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi. | Testo 1: Cap. 12 |
| 22 | Esercitazioni | |
| 23 | Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti. | Testo 1: Cap. 11 |
| 24 | Esercitazioni |
Verifica dell'apprendimento
Modalità di verifica dell'apprendimento
Compito scritto a quiz con risposta multipla.
La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni lo dovessero richiedere.
Esempi di domande e/o esercizi frequenti
X) Formula bruta carbonato di calcio;
a - Ca(H2CO3)2; b - Ca(H2CO3); c - Ca(HCO3)2; d - Ca(HCO3)
XX) Nella Tavola Periodica, una proprietà che diminuisce scendendo lungo un gruppo è:
a -Il numero di protoni; b -L’elettronegatività; c - Il raggio atomico; d - Il peso atomico dell’elemento; e -Nessuna dei delle proprietà sopra elencate
XXX) Scrivere la formula di struttura dell'acido solforico.
XXXX) Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di KCl ottenuta sciogliendo 2.50 g di tale sale in 250.0 ml di acqua a 25 °C, assumendo che la variazione di volume è trascurabile. (R=0.0821 atm·l·K-1·mol-1).
a - 13.13 atm; b - 6.57 atm; c - 9.85 atm; d - 3.28 atm.