CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I - CHIMICA GENERALE ED INORGANICA II G - OModulo CHIMICA GENERALE ED INORGANICA I
Anno accademico 2023/2024 - Docente: CRISTINA PARISIRisultati di apprendimento attesi
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
Frequenza lezioni
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 (parte I: calcolo del pH per acidi e basi forti e deboli), di scambio e di ossido-riduzione.
Stati di aggregazione
Equilibrio chimico
Chimica Inorganica
Testi di riferimento
Chimica Generale e Inorganica
1. J.C. Kotz et al. - Chimica – EdiSES
2. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli
3. A. M. Manotti Lanfredi & A. Tiripicchio, Fondamenti di Chimica, CEA
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
14. A. Del Zotto -Esercizi di hcimica generale - Edises
15. M. Scotti - Chimica esercizi e casi pratici - Edises
16. G. Marcì, L. Palmisano, F. Ruffo- 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 | Presentazione del corso. - Notazione scientifica dei numeri. - Unità di misura e sistema internazionale. - Proprietà e classificazione della materia. - Leggi della combinazione chimica. - Equazioni Chimiche. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 1, 3. |
| 2 | Teoria Atomica di Dalton. - Principio di Avogadro. - Regola di Cannizzaro. - Costituzione degli atomi. – Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. - Modelli atomici. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 2, 6. |
| 3 | Introduzione alla tavola periodica. - Modello dell´atomo di Idrogeno di Bohr. - Meccanica quantistica. - Equazione di Schrödinger. - Esercitazione. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 6, 7. Testo 12. |
| 4 | Struttura elettronica degli elementi. - Proprietà periodiche: - raggi atomici; - potenziale di ionizzazione; - affinità elettronica. | Diapositive della lezioneTesto 1: Cap. 6, 7. Testo 12. |
| 5 | Regola dell'ottetto. - Simboli di Lewis. - Legame metallico e legame ionico. - Legame covalente: Omeopolare, eteropolare e dativo. - Esercitazione. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 8. Testo 12. |
| 6 | Eccezioni alla regola dell'ottetto; - Energia nel legame covalente; - Legame covalente-polare; - Elettronegatività. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 8. |
| 7 | Geometria molecolare VSEPR; - Introduzione al legame di valenza (VB). - Limiti della teoria VB; - Teoria Orbitale Molecolare (MO). | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 9. |
| 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. Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 9. Testo 12. |
| 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. Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 2, 3. Testo 12. |
| 10 | Formule di struttura di vari composti inorganici. - Reazioni chimiche senza variazione del n.o. – Acido-base; Acido-ossido; Base-ossido; - Sale-sale . Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 3, 19. Testo 12. |
| 11 | Reazioni chimiche con variazione del n.o. (redox). - Bilanciamento delle reazioni redox: - Metodo diretto. Bilanciamento delle reazioni redox: Metodo semireazioni in ambiente acido; - Metodo semi-reazioni in ambiente basico; - esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 3, 19. Testo 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. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 10, 11, 12. |
| 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. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 10, 11, 12. |
| 14 | Soluzioni - Natura, entalpia di soluzione. -Definizioni delle concentrazioni*: frazione molare, molarità, molalità e Normalità. Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 13. |
| 15 | Tensione di vapore Legge di Raoult. - Proprietà Colligative: - Abbassamento tensione di vapore; Innalzamento ebullioscopico; - Abbassamento crioscopico; - Pressione osmotica. - Anomalie. Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 13. Testo 12. |
| 16 | Esercitazione | |
| 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. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 15, 16. |
| 18 | Autoprotolisi dell´acqua. - Concentrazione idrogenionica - Acidità e basicità delle soluzioni. - Definizione di acido e base di Arrhenius, acido e base di Brönsted-Lowry, .acido e base di Lewis- Esercitazioni. | Diapositive della lezione. Testo 1: Cap. 15, 16. Testo 12. |
| 19 | Forza degli Acidi e delle Basi. - Acidi e Basi poliprotiche Correlazione forza - struttura acidi e basi. | Diapositive della lezione.Testo 1: Cap. 15, 16. |
| 20 | Calcolo del pH: pH di acidi e basi forti, pH di acidi e basi deboli. Esercitazioni. | Diapositive della lezioneTesto 1: Cap. 15, 16. Testo 12. |
| 21 | Esercitazioni | |
| 22 | Esercitazioni | |
| 23 | Esercitazioni | |
| 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
1) Scegliere la corretta formula bruta del carbonato di calcio;
a - Ca(H2CO3)2; b - Ca(H2CO3); c - Ca(HCO3)2; d - Ca(HCO3)
2) 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.
3. Bilanciare la seguente reazione:
KClO3 + S + H2O -> Cl2 + K2SO4 + H2SO4
4. Calcolare il pH di una soluzione 0.01 M di NaOH a 25°C.
5. Calcolare il pH di una soluzione 0.05 M di acido acetico a 25°C (1.8 x 10-5)