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CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (074FA)

A.A. 2021 / 2022

Docenti 
Periodo 
Primo semestre
Crediti 
8
Durata 
64
Tipo attività formativa 
Base
Percorso 
[PDS0-2019 - Ord. 2019] comune
Syllabus 
Lingua insegnamento 

Italiano

Obiettivi formativi 

CONOSCENZA E COMPRENSIONE: Conoscere il sistema atomico e descrivere le basi del sistema periodico degli elementi. Comprendere e descrivere i legami tra gli atomi nelle molecole, le forze che li rendono possibili e la loro geometria. Conoscere la nomenclatura dei composti inorganici. Comprendere il concetto di mole. Individuare le reazioni chimiche e comprendere la loro descrizione per mezzo di equazioni chimiche. Comprendere lo stato gassoso della materia, correlando tra loro le grandezze necessarie a descrivere il sistema. Comprendere il concetto di reazione all'equilibrio. Conoscere e comprendere il principio di Le Chatelier. Descrivere sistemi in soluzione e loro proprietà. Comprendere gli equilibri tra le specie chimiche in soluzione. Conoscere i concetti di pH, neutralizzazione e soluzione tampone. Comprendere gli equilibri di idrolisi acida e basica. Comprendere i concetti di solubilità e prodotto ionico applicati a sali poco solubili. Descrivere i sistemi elettrochimici e comprendere le leggi che li regolano. Acquisire i concetti base di cinetica chimica.
CAPACITÀ DI APPLICARE CONOSCENZA E COMPRENSIONE: Prevedere la geometria molecolare di molecole comuni. Descrivere un sistema dal punto di vista chimico-fisico e mediante formule chimiche. Utilizzare i concetti di mole e massa molare per risolvere esercizi di stechiometria. Bilanciare reazioni chimiche, incluse le reazioni di ossidoriduzione. Risolvere esercizi sul calcolo delle grandezze che descrivono un sistema in fase gassosa. Calcolare le grandezze chimiche che descrivono un sistema all'equilibrio, applicando la legge di azione di massa. Prevedere gli effetti dei cambiamenti che avvengono su un sistema all'equilibrio in base al principio di Le Chatelier. Calcolare il pH di soluzioni di acidi o basi e di soluzioni tampone. Individuare la solubilità di sali e saper utilizzare il loro prodotto ionico per il calcolo delle concentrazioni in una soluzione satura. Calcolare il potenziale di un sistema elettrochimico e prevederne la direzione di reazione.
AUTONOMIA DI GIUDIZIO: Individuare le strategie risolutive di semplici problemi chimici, applicando i concetti studiati. Acquisire la capacità di riconoscere le reazioni che possono avvenire in un sistema chimico e gli effetti di cambiamenti esterni sul sistema.
ABILITA' COMUNICATIVE: Descrivere i sistemi chimici utilizzando le grandezze fisiche e chimiche opportune. Utilizzare la terminologia specifica appresa a lezione.
CAPACITA' DI APPRENDERE: Individuare le fonti possibili di approfondimento del programma svolto. Saper consultare un testo di chimica, avendo le basi per comprendere concetti più complessi. Possedere un riferimento concettuale e terminologico utile al proseguimento della carriera accademica e alla futura applicazione in campo professionale.

Prerequisiti 

L'insegnamento è concepito in modo da poter essere fruito anche da coloro che non hanno pregresse conoscenze di chimica. E' importante che gli studenti abbiano padronanza nel risolvere semplici equazioni di 1 e 2 grado, uso di esponenziali e logaritmi.

Contenuti 

TEORIA ATOMICA: Definizioni (elementi, composti, miscele etc.). Unità di misura. Teoria atomica di Dalton. Atomo. Tavola periodica. Isotopi. Massa atomica. Formule chimiche. Stato di ossidazione. Nomenclatura. Massa molecolare. Mole e massa molare. Composizione percentuale di un composto.
Reazioni chimiche. Equazioni chimiche.
STECHIOMETRIA: Reagente limitante, resa di reazione, purezza dei reagenti. Reazioni in soluzione acquosa. Elettroliti forti e deboli. Bilanciamento di equazioni ioniche. Reazioni di ossidoriduzione: bilanciamento con il metodo delle semireazioni.
STRUTTURA ATOMICA: Radiazione elettromagnetica, Postulato di Planck. Spettri atomici. Atomo di Bohr. Dualismo onda-particella (de Broglie). Principio di indeterminazione (Heisenberg). Quantomeccanica. Equazione di Schroedinger. Funzioni d’onda. Numeri quantici e orbitali atomici. Configurazione elettronica: aufbau, principio di Pauli, regola di Hund. Proprietà atomiche e periodicità: dimensioni atomiche, dimensioni ioniche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. Stabilità degli ioni. Elettroni di valenza.
LEGAME CHIMICO: Legame ionico. Legame covalente. Proprietà dei legami: ordine, lunghezza, energia e polarità di legame. Strutture di Lewis e regola dell’ottetto. Risonanza. Carica formale. Eccezioni alla regola dell’ottetto. Modello VSEPR. Polarità molecolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria degli orbitali molecolari. Forze intermolecolari.
GAS/SOLIDI/LIQUIDI: Equazione di stato dei gas ideali; legge di Dalton; reazioni in fase gassosa; gas reali (equazione di van der Waals). Stato liquido: tensione di vapore, evaporazione, ebollizione, volatilità. Stato solido: solidi covalenti, molecolari, ionici, metallici. Trasformazioni di fase. Diagrammi di fase dell’acqua e del biossido di carbonio.
SOLUZIONI: Processo di dissoluzione. Solubilità, soluzioni sature, insature, sovrasature. Soluzioni liquido-liquido, solido-liquido, gas-liquido. Legge di Henry. Unità di misura delle concentrazioni: frazione molare, % massa/massa, % massa/volume, % volume/volume, molalità, molarità. Proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, ìnnalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.
CINETICA CHIMICA: Velocità di reazione. Effetto della concentrazione: legge cinetica. Teoria del complesso attivato. Effetto della temperatura: equazione di Arrhenius. Meccanismi di reazione: stadio cinetico determinante, intermedi, catalizzatori.
EQUILIBRIO CHIMICO: Natura dell' equilibrio chimico. Costanti di equilibrio Kc e Kp. Grado di dissociazione. Equilibrio mobile. Principio di Le Chatelier.
ACIDI E BASI: Teorie acido-base secondo Arrhenius, Lowry-Broensted, Lewis. Prodotto ionico dell’acqua. pH e pOH. Acidi e basi forti e deboli. Acidi poliprotici. Coppie acido-base coniugate.
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA: pH di soluzioni di sali. Soluzioni tampone. Reazioni acido-base. Titolazioni acido forte-base forte. Equilibri nei sistemi eterogenei. Prodotto di solubilità (Kps). Effetto dello ione comune.
CHIMICA DI COORDINAZIONE: Cenni sui composti di coordinazione: classificazione dei leganti, numero di coordinazione, geometria di coordinazione. Costante di formazione.
ELETTROCHIMICA: Celle elettrochimiche. Potenziale di cella. Potenziali standard di riduzione. Pile in condizioni nonstandard: equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Celle elettrolitiche.

Metodi didattici 

Presentazioni in powerpoint. Esercizi alla lavagna risolti dalla docente e da studenti sotto la guida della docente. La docente incoraggia l'interazione con gli studenti durante le lezioni e durante le esercitazioni. Esercizi aggiuntivi saranno disponibili sulla piattaforma Moodle dell'Ateneo. Durante il corso, una parte del tempo verrà dedicata a rispondere alle domande degli studenti. Le presentazioni delle lezioni saranno disponibili sulla piattaforma Moodle di Ateneo.
Eventuali cambiamenti alle modalità qui descritte, che si rendessero necessari per garantire l'applicazione dei protocolli di sicurezza legati all'emergenza COVID19, saranno comunicati nel sito web di Dipartimento, del Corso di Studio e dell'insegnamento.

Programma esteso 

TEORIA ATOMICA: Definizioni (elementi, composti, miscele etc.). Unità di misura. Teoria atomica di Dalton. Atomo. Tavola periodica. Isotopi. Massa atomica. Formule chimiche. Stato di ossidazione. Nomenclatura. Massa molecolare. Mole e massa molare. Composizione percentuale di un composto.
Reazioni chimiche. Equazioni chimiche.
STECHIOMETRIA: Reagente limitante, resa di reazione, purezza dei reagenti. Reazioni in soluzione acquosa. Elettroliti forti e deboli. Bilanciamento di equazioni ioniche. Reazioni di ossidoriduzione: bilanciamento con il metodo delle semireazioni.
STRUTTURA ATOMICA: Radiazione elettromagnetica, Postulato di Planck. Spettri atomici. Atomo di Bohr. Dualismo onda-particella (de Broglie). Principio di indeterminazione (Heisenberg). Quantomeccanica. Equazione di Schroedinger. Funzioni d’onda. Numeri quantici e orbitali atomici. Configurazione elettronica: aufbau, principio di Pauli, regola di Hund. Proprietà atomiche e periodicità: dimensioni atomiche, dimensioni ioniche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. Stabilità degli ioni. Elettroni di valenza.
LEGAME CHIMICO: Legame ionico. Legame covalente. Proprietà dei legami: ordine, lunghezza, energia e polarità di legame. Strutture di Lewis e regola dell’ottetto. Risonanza. Carica formale. Eccezioni alla regola dell’ottetto. Modello VSEPR. Polarità molecolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria degli orbitali molecolari. Forze intermolecolari.
GAS/SOLIDI/LIQUIDI: Equazione di stato dei gas ideali; legge di Dalton; reazioni in fase gassosa; gas reali (equazione di van der Waals). Stato liquido: tensione di vapore, evaporazione, ebollizione, volatilità. Stato solido: solidi covalenti, molecolari, ionici, metallici. Trasformazioni di fase. Diagrammi di fase dell’acqua e del biossido di carbonio.
SOLUZIONI: Processo di dissoluzione. Solubilità, soluzioni sature, insature, sovrasature. Soluzioni liquido-liquido, solido-liquido, gas-liquido. Legge di Henry. Unità di misura delle concentrazioni: frazione molare, % massa/massa, % massa/volume, % volume/volume, molalità, molarità. Proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, ìnnalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.
CINETICA CHIMICA: Velocità di reazione. Effetto della concentrazione: legge cinetica. Teoria del complesso attivato. Effetto della temperatura: equazione di Arrhenius. Meccanismi di reazione: stadio cinetico determinante, intermedi, catalizzatori.
EQUILIBRIO CHIMICO: Natura dell' equilibrio chimico. Costanti di equilibrio Kc e Kp. Grado di dissociazione. Equilibrio mobile. Principio di Le Chatelier.
ACIDI E BASI: Teorie acido-base secondo Arrhenius, Lowry-Broensted, Lewis. Prodotto ionico dell’acqua. pH e pOH. Acidi e basi forti e deboli. Acidi poliprotici. Coppie acido-base coniugate.
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA: pH di soluzioni di sali. Soluzioni tampone. Reazioni acido-base. Titolazioni acido forte-base forte. Equilibri nei sistemi eterogenei. Prodotto di solubilità (Kps). Effetto dello ione comune.
CHIMICA DI COORDINAZIONE: Cenni sui composti di coordinazione: classificazione dei leganti, numero di coordinazione, geometria di coordinazione. Costante di formazione.
ELETTROCHIMICA: Celle elettrochimiche. Potenziale di cella. Potenziali standard di riduzione. Pile in condizioni nonstandard: equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Celle elettrolitiche.

Modalità di verifica dell'apprendimento 

Prova scritta seguita da un orale nelle sessioni di esame previste. Durante il corso vengono svolte 2 prove scritte che se superate (valutazione uguale o superiore a 18/30) valgono quale prova di ammissione alla prova orale nella sessione di gennaio-febbraio. La prova scritta verte su 5-6 esercizi e si intende superata solo quando ottiene una valutazione uguale o superiore a 18/30. Il voto finale sarà attribuito dalla docente sulla base della valutazione complessiva delle prove sostenute e non sarà necessariamente migliorativo del risultato conseguito nella prova scritta. Gli studenti sono incoraggiati a prendere appuntamento con la docente per visionare gli errori commessi nelle prove scritte.
Eventuali cambiamenti alle modalità qui descritte, che si rendessero necessari per garantire l'applicazione dei protocolli di sicurezza legati all'emergenza COVID19, saranno comunicati nel sito web di Dipartimento, del Corso di Studio e dell'insegnamento.

Altre informazioni 

La docente riceve studenti singoli o in piccoli gruppi per chiarimenti sugli argomenti del corso presso l'ufficio (edificio C11, stanza 427), previo appuntamento da prendere via email (rdezorzi@units.it).

Testi di riferimento 

Testo di Chimica Generale: Kotz, Treichel, Townsend, Treichel "Chimica" ed. Edises.
Petrucci, Herring et al. CHIMICA GENERALE Ed. Piccin, Padova.
Testo di Stechiometria: Michelin-Lausarot, Vaglio "Stechiometria per la Chimica Generale" ed. Piccin.


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