CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I A - L

Anno accademico 2020/2021 - 1° anno
Docente: Francesco PUNZO
Crediti: 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:

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

 ArgomentiRiferimenti testi
1Presentazione 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  
2Teoria Atomica di Dalton. - Principio di Avogadro. - Regola di Cannizzaro. - Costituzione degli atomi. – Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. - Modelli atomici.Testo 1: Caps. 1 e 2  
3Introduzione alla tavola periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr*. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrodinger. - EserciziTesto 1: Cap. 2  
4Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronicaTesto 1: Cap. 2  
5Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - EserciziTesto 1: Cap. 3  
6Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - ElettronegativitàTesto 1: Cap. 3  
7Geometria 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  
8Diagrammi di correlazione molecole biatomiche omonucleari. - Legame dipolo-dipolo e dipolo indotto. - Legame idrogeno. - Numero di ossidazione (n.o.), - calcolo n.o. dalla formula di strutturaTesto 1: Cap. 3  
9Regole 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 ChimicaTesto 1: Cap. 4  
10Formule 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 direttoTesto 1: Cap. 4  
11Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - eserciziTesto 1: Cap. 4  
12Stati 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 gassoseTesto 1: Caps. 5 - 6 - 7  
13Gas 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  
14Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e NormalitàTesto 1: Cap. 8  
15Tensione di vapoLegge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebulloscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - AnomalieTesto 1: Cap. 8  
16Esercitazioni 
17Equilibrio 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  
18Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius. - Esercitazioni.Testo 1: Cap. 12  
19Equilibri di solubilità dei Sali poco solubili. - Definizioni di acido e base di Bronsted-Lowry. - Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliproticheTesto 1: Cap. 12  
20Correlazione forza - struttura acidi e basi. - Acidi e basi di Lewis. - Idrolisi salina. - EserciziTesto 1: Cap. 12  
21Soluzioni Tampone: Definizione e meccanismi di funzionamento. Costituzione limiti e capacità. Esempi.Testo 1: Cap. 12  
22Esercitazioni 
23Equilibri Eterogenei: Sistemi ad uno e a due componenti. Testo 1: Cap. 11  
24Esercitazioni 

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.