Chimica Generale ed Inorganica a.a. 2011 / 2012

Anno accademico 2011/2012

Obiettivi formativi del modulo

Il modulo si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della chimica. Sviluppare negli studenti capacità critiche tramite la risoluzione degli esercizi.

Risultati dell'apprendimento

Lo studente deve essere in grado di utilizzare un linguaggio chimico corretto e di comprendere le problematiche coinvolte nella Prevenzione.

Note

Gli appelli sono quelli indicati dal Prof. Stefano Bettati. L'esame di questo modulo è possibile sostenerlo anche in date concordate con la Docente (almeno due studenti).

Programma

Sostanze elementari e composti chimici. Tavola Periodica. Simboli chimici degli elementi. Fenomeni chimici e fenomeni fisici. Sistemi chimicamente omogenei ed eterogeni. Le miscele. Teoria atomica di Dalton. L’atomo come unità fondamentale della materia, attraverso cui avvengono le trasformazioni chimiche. Legge di Lavoisier. La definizione di massa e di peso. Il principio di Avogadro. Massa e Peso atomico. La scala dei pesi atomici. Peso Molecolare. Regola di Canizzaro. Formule chimiche: significato qualitativo e quantitativo. Unità di massa atomica. Simboli chimici e formule. Particelle subatomiche fondamentali: protone, neutrone ed elettrone. Numero atomico e numero di massa.

 Definizione ed applicazione di numero di ossidazione. I numeri di ossidazione degli elementi. Nomenclatura dei composti inorganici: ossidi ed idrossidi. Preparazione degli idrossidi. I perossidi, gli ossidi basici e le anidridi. Nomenclatura IUPAC, di Stock e tradizionale per ossidi, anidridi ed idrossidi. Gli acidi: idracidi (nomenclatura IUPAC e tradizionale) e ossoacidi (nomenclatura tradizionale). I sali e le reazioni di salificazione: reazioni di semplice scambio e reazione di doppio scambio.

 Regole per il bilanciamento delle Reazioni non Redox e Redox. Sostanze a carattere acido e sostanze a carattere basico. Equazioni molecolari ed equazioni ioniche.

 Struttura dell’atomo: natura elettrica della materia, natura corpuscolare dell’elettricità. Modello atomico di Thomson e di Rutherford. Isotopi ed isobari. Radiazione elettromegnetica. Teoria quantica e relazione di Planck. Atomo di Bohr. Dualismo onda – particella (Relazione di De Broglie). Principio di indeterminazione di  Heisenberg. Meccanica ondulatoria. Orbitali atomici e numeri quantici. Atomi Polielettronici. Aufbau: Regole di Hund e Principio di esclusione del Pauli. Tavola periodica. Proprietà periodiche: energia di prima ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Metalli e non metalli.

 Il legame chimico. Legame ionico e legame covalente. Teoria di Lewis. Regola dell’ottetto. Espansione della sfera di valenza. Legame covalente polare ed apolare. Legame covalente dativo. Calcolo della percentuale di carattere ionico di un legame. Geometria molecolare. Teoria VB o del legame di valenza. Ibridizzazione (esempio Carbonio: sp³, sp², sp). Legami deboli. Forze di Van der Waals: Forze dipolo-dipolo; Forze dipolo – dipolo indotto; Forze dipolo istantaneo – dipolo istantaneo. Legame ad idrogeno. Molecole paramagnetiche e diamagnetiche.

 Stati di aggregazione della materia. Stato gassoso. Equazione di stato dei gas perfetti. Leggi dei gas ideali: Legge di Boyle, di Gay-Lussac I°; di Gay- Lussac II°, Legge di Dalton sulle miscele di gas. Gas reali. Stato liquido: proprietà. Tensione superficiale; evaporazione, tensione di vapore, ebollizione, punto di ebollizione. Passaggi di stato. Le soluzioni: concentrate e diluite. Modi di esprimere la composizione di una soluzione (% peso/peso; %peso/volume; %volume/volume; molarità, molalità, ppm; ppb; frazione molare). Densità di una soluzione. Dissoluzione di un solido ionico in acqua. Solubilità. Fattori che influenzano la solubilità.

 Soluzioni ideali. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni. Elettroliti forti ed elettroliti deboli. Pressione osmotica. Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche. Stato solido: solidi cristallini e solidi amorfi. Polimorfismo ed isomorfismo. Confronto tra diamante e grafite. Tipi di trasformazioni chimiche. Equilibrio chimico: costante di equilibrio. Principio dell’equilibrio mobile.

 Effetto della variazione di temperatura sulla costante di equilibrio. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Equilibri eterogenei ed equilibri di solubilità (costante del prodotto di solubilità). Acidi e basi: teoria di Arrhenius, teoria di Bronsred-Lowry, teoria di Lewis. La forza degli acidi e delle basi. Effetto livellante dell’acqua. Equazione di Henderson-Hasselbach. Il prodotto ionico dell’acqua. Il pH di una soluzione. Gli indicatori. La misura del pH.

 Valori di pH per alcune soluzioni. Soluzioni tampone. Idrolisi. Coppia acido-base coniugata. Relazione tra K_a, K_b, K_w di una coppia acido base coniugata. Elettrochimica: elettrolisi e celle galvaniche. Forza elettromotrice totale: potenziale di elettrodo. Serie elettrochimica degli elementi. Cinetica. Velocità di reazione. Fattori che influenzano la velocità di una reazione. Teoria delle collisioni. Energia di attivazione. Effetto della temperatura sulla velocità di una reazione. Catalizzatori, catalisi enzimatica.

 ESERCIZI

 Nomenclatura dei composti inorganici.

Reazioni di preparazione dei Sali, degli Acidi e degli Idrossidi.

Calcoli stechiometrici e reagente limitante.

Configurazioni elettroniche allo stato fondamentale degli atomi degli elementi.

Bilanciamento reazioni redox scritte in forma molecolare e ionica.

Concentrazioni delle soluzioni; densità delle soluzioni; Diluizioni delle soluzioni. Relazioni tra solubilià dei Sali e Kps.

pH e pOH di acidi forti e deboli.

Testi consigliati e bibliografia

Franco Ugozzoli, LEZIONI DI CHIMICA, Edizioni Santa Croce.