CHIMICA GENERALE E INORGANICA (Partizione B)
Anno accademico e docente
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- English course description
- Anno accademico
- 2018/2019
- Docente
- MIRCO NATALI
- Crediti formativi
- 9
- Periodo didattico
- Secondo Semestre
- SSD
- CHIM/03
Obiettivi formativi
- Il corso intende presentare i fondamenti teorici e sperimentali delle Scienze Chimiche e fornire un’introduzione elementare sul ruolo svolto dalla chimica nell’interpretazione dei fenomeni biologici. Lo studente sarà in grado di interpretare le proprietà fondamentali degli elementi, la struttura e le proprietà delle molecole, le proprietà dei gas e delle soluzioni nonché i principi di base della reattività chimica.
Prerequisiti
- Concetti fondamentali di algebra elementare e concetti di fisica elementare.
Contenuti del corso
- Teoria atomica e molecolare. Metodo scientifico e richiami di fisica elementare. Teoria atomica di Dalton. Massa atomica. Scala relativa dei pesi atomici. Atomi e molecole. Formula empirica. Formula molecolare. Peso molecolare. Mole. Massa Molare.
Modello atomico di Rutherford. Particelle elementari. Protone. Neutrone. Elettrone. Numero atomico. Numero di massa. Isotopi.
Tipi di composti chimici. Composti binari degli elementi con l’idrogeno. Ossidi. Ossidi acidi e basici. Ossidi anfoteri. Perossidi. Sali. Peso formula. Stati di ossidazione.
Reazioni chimiche. Reazioni acido-base. Reazioni di ossido-riduzione. Principio di conservazione della massa. Principio di conservazione della carica. Bilanciamento di una reazione chimica. Calcoli stechiometrici. Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione.
Emissione del corpo nero. Ipotesi di Planck. Quantizzazione dell’energia. Modello atomico di Bohr. Effetto fotoelettrico. Elementi di meccanica quantistica Ipotesi di De Broglie. Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Probabilità quantistica. Numeri quantici. Orbitali atomici. Spin elettronico. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli atomi polielettronici.
Tabella periodica. Gruppi e periodi. Elementi metalli e non-metallici. Legame chimico. Valenza. Teoria di Lewis. Strutture di Lewis e risonanza. Cariche formali. Eccezioni alla regola dell’ottetto. Geometria molecolare. Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR). Elettronegatività. Molecole polari. Elementi della teoria del legame di valenza. Legami s e p. Orbitali ibridi.
Stati della materia. Stato gassoso. Le variabili PVT. Gas ideali. Temperatura assoluta. Ipotesi di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Stato solido. Solidi ionici. Solidi molecolari. Solidi covalenti. Solidi metallici. Struttura dell’acqua solida. Legame ad idrogeno. Interpretazione del legame ad idrogeno intermolecolare. Stato liquido. Liquidi polari ed apolari. Soluzioni. Evaporazione. Tensione di vapore. Soluzioni ideali. Legge di Raoult. Transizioni di fase. Diagramma di stato. Diagramma di stato dell’acqua. Proprietà colligative.
Reazioni chimiche. Reazioni chimiche. Equilibrio chimico. Acidi e basi. Definizione di Arrhenius. Idrossidi e acidi forti. Acidi e basi deboli. Definizione di Broensted-Lowry. Costante di dissociazione acida e basica. Prodotto ionico dell’acqua. pH e pOH. Soluzioni tampone. Solubilità dei sali. Prodotto di solubilità.
Termodinamica ed elettrochimica. Introduzione alla termodinamica. Trasformazione del lavoro meccanico in calore. Esperienza di Joule. Equivalente meccanico del calore. Conservazione dell’energia. Lavoro meccanico di espansione di un gas ideale. Trasformazione reversibile ed irreversibile. Primo principio della termodinamica. Energia interna. Funzione di stato. Trasformazione di calore in lavoro. Trasformazioni isoterme ed adiabatiche. Macchine termiche reversibili. Ciclo di Carnot. Efficienza di una macchina termica. Entropia. Processi reversibili ed irreversibili rispetto al tempo. Spontaneità ed irreversibilità. Secondo principio della termodinamica. Interpretazione dell’entropia. Disuguaglianza di Clausius. Definizione termodinamica della temperatura. Interpretazione molecolare dell’entropia. Microstati di un sistema termodinamico. Statistica termodinamica. Equazione di Boltzmann. Energia libera di Gibbs. Equazione di Van’t Hoff. Lavoro elettrico ed energia libera. Celle elettrochimiche. Potenziale elettrochimico. Equazione di Nernst. Pile elettrochimiche. Elettrolisi.
Esercitazioni di laboratorio
Osservazione del decorso di alcune reazioni chimiche. Preparazione di soluzioni. Determinazione del pH di soluzioni acquose. Titolazioni. Misura strumentale del pH. Metodi didattici
- Il corso prevede lezioni teoriche in aula, risoluzione di problemi numerici ed esercitazioni di laboratorio.
Modalità di verifica dell'apprendimento
- Lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento degli argomenti esposti durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente. la sua attitudine ad utilizzare un corretto formalismo scientifico e di formulare deduzioni logicamente consistenti a partire dai concetti e principi astratti che stanno alla base della teoria chimica. L’esame si compone di una prova scritta a cui. se necessario. può seguire una discussione orale sul risultato della prova scritta da svolgersi in giornate differenti.
Testi di riferimento
- "Chimica moderna" di David W. Oxtoby. H. P. Gillis. Alan Campion (EdiSES)
"Fondamenti di chimica generale" di Peter Atkins. Loretta Jones (Zanichelli)
"Chimica generale" di Ralph H. Petrucci. F. Geoffrey Herring. Jeffry D. Madura. Carey Bissonnette (Piccin)
