CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I M - Z
Anno accademico 2021/2022 - 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.
Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA.
A garanzia di pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti interessati possono chiedere un colloquio personale in modo da programmare eventuali misure compensative e/o dispensative, in base agli obiettivi didattici ed alle specifiche esigenze. E' possibile rivolgersi anche al docente referente CInAP (Centro per l’integrazione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del nostro Dipartimento, Prof.ssa Teresa Musumeci."
Prerequisiti richiesti
Conoscenze di base di aritmetica e algebra, quali operazioni con i numeri razionali (reali), soluzione di equazioni di 1° e 2° grado, uso della funzione log. Uso della calcolatrice scientifica
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. J.C. Kotz et al. - Chimica – EdiSES
3. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli
4. Fusi et al., -Chimica Generale ed Inorganica - Idelson-Gnocchi
5. Petrucci et al., -Chimica Generale- Piccin
6. Speranza et al. -Chimica Generale ed Inorganica- Edi-Ermes
7. M. Schiavello, L. Palmisano - Fondamenti di Chimica - EdiSES
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 scegliere 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 | 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 | 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 | 3 Introduzione alla tavola periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrödinger. - Esercizi | Testo 1: Cap. 2 |
4 | 4 Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronica | Testo 1: Cap. 2 |
5 | 5 Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - Esercizi | Testo 1: Cap. 2 |
6 | 6 Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - Elettronegatività | Testo 1: Cap. 3 |
7 | 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 | 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 | Testo 1: Cap. 3 |
9 | 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 | 10 Formule di struttura di vari composti inorganici. - Reazioni chimiche senza variazione del n.o. – Acido-base; 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 | 11 Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - esercizi | Testo 1: Cap. 4 |
12 | 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: Cap. 5 - 6 - 7 |
13 | 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: Cap. 5 - 6 - 7 |
14 | 14 Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e Normalità | Testo 1: Cap. 8 |
15 | 15 Tensione di vapore Legge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebullioscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - Anomalie | Testo 1: Cap. 8 |
16 | 16 Esercitazioni | |
17 | 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 | 18 Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni. | Testo 1: Cap. 12 |
19 | 19 Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Brönsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliprotiche | Testo 1: Cap. 12 |
20 | 20 Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - Esercizi | Testo 1: Cap. 12 |
21 | 21 Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi. | Testo 1: Cap. 12 |
22 | 22 Esercitazioni | |
23 | 23 Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti. | . Testo 1: Cap. 11 |
24 | 24 Esercitazioni |
Verifica dell'apprendimento
Modalità di verifica dell'apprendimento
La verifica dell’apprendimento avverrà tramite una prova scritta.
La risoluzione di problemi permetterà allo studente di dimostrare la sua capacità di integrare diverse nozioni. Verrà valutato l’intero ragionamento, si chiederà dunque allo studente di dimostrare con chiarezza come ha svolto l’esercizio.
La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni epidemiologiche 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) 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.
XXX. Bilanciare la seguente reazione:
KClO3 + S + H2O -> Cl2 + K2SO4 + H2SO4
XXXX. 500 mL soluzione tampone contiene 0,05 mol di un acido debole HA e 0,04 mol della sua base coniugata A-. Calcolare il pH di questa soluzione. (Ka= 10-4.8)